Основность—сила основани

Таким образом, в сульфатном варочном растворе активными нуклеофильными реагентами служат гидроксид-анион НО и гидросульфид-анион HS . Их нуклеофильность обусловлена наличием неподеленной электронной пары соответственно на атоме кислорода и атоме серы. По основности (силе основания) НО" > HS, но по нуклеофильности SH > OiT. В отличие от кислой среды при реакциях Sn в щелочной среде нуклеофилы и уходящие группы обязательно заряжены (являются анионами). [c.474]

Следовательно, сила любого основания возрастает с увеличением кислотности растворителя, а сила любой кислоты—с увеличением его основности. Сила основания или кислоты связана также с численным значением диэлектрической проницаемости (ДП) растворителя. [c.292]

Другие уравнения состояния получены в большей или меньшей степени на эмпирической основе, поэтому их параметры связаны очень мало или совсем не связаны со свойствами молекул. Таким образом, экстраполяция по этим уравнениям весьма рискованна, ибо они надежно описывают только ту область параметров состояния, для которой имеются экспериментальные данные. Если экстраполяция необходима, то ее лучше осуществлять с помощью уравнения, имеющего теоретическую основу. (Это утверждение не следует рассматривать как разрешение на произвольную экстраполяцию для вириального уравнения. При любой экстраполяции необходимо соблюдать большую осторожность.) Однако основное достоинство вириального уравнения состояния заключается не в возможности более обоснованной экстраполяции, а в его теоретически аргументированной связи с межмолекулярными взаимодействиями, в частности с силами, действующими между молекулами. Как известно, многие макроскопические свойства вещества в большой степени зависят от межмолекулярных сил. Для некоторых из них, например транспортных свойств разреженных газов, вириальных коэффициентов и свойств простых кристаллов, функциональная связь между межмолекулярными силами и указанными свойствами вполне понятна. Это позволяет на основании экспериментально определенных свойств рассчитывать межмолекулярные силы, и, наоборот, зная последние, рассчитывать макроскопические свойства. Однако теория уравнения состояния и транспортных свойств сжатых газов, а также свойств жидкостей и твердых веществ сложной структуры находится на начальной стадии развития, и успех в этой области зависит от нашего знания природы межмолекулярных сил, основанного на экспериментальных данных по макроскопическим свойствам. [c.9]

Как изменяется сила оснований в ряду Ga(OH)g, 1п(0Н)з, Т1(0Н)д Написать уравнения реакций, характеризующих свойства указанных гидроксидов основные амфотерные [c.182]

Влияние основных растворителей аналогично по характеру, но противоположно но направлению действию кислых растворителей. Слабые кислоты в этих растворителях усиливаются, многие кислоты полностью превращаются в ониевые соли и становятся сильными кислотами. Число веществ, проявляющих основные свойства, уменьшается сильные в воде основания становятся слабыми и проявляют свои индивидуальные свойства. Таким образом, они нивелируют силу кислот и дифференцируют силу оснований. [c.282]

При нереходе к основным растворителям, у которых lg Ка много меньше суммы остальных членов в уравнении (VI 1,32), логарифм константы основания уже меньше нуля. В зависимости от того, какова основность (или кислотность) основания, р/ в приобретает различные значения. Ранее одинаковые в своей силе основания теперь приобретают индивидуальные свойства. Сила оснований в этих растворителях не только ослабляется, но и дифференцируется. [c.354]

Основные свойства аминов зависят от того, какую орбиталь занимает неподеленная пара электронов, образующая донорно-акцептор-ную связь. При одинаковой пространственной доступности неподелен-ной пары электронов сила основания уменьшается в ряду [c.232]

Следовательно, сила основания возрастает с увеличением кислотности, а сила кислоты —с увеличением основности растворителя. Сила основания или кислоты связана также с величиной диэлектрической проницаемости г растворителя. [c.392]

Гидроокись Се(III) — белого цвета — обладает намного более основными свойствами и значительно лучше растворима в воде и кислотах, чем гидроокись Се(IV). Это и понятно — ионный радиус Се (1,18 А) заметно больше, чем ионный радиус Се + (1,02 А). Это и приводит к уменьшению силы основания при переходе от Се(1П) к e(IV). [c.73]

Связь М—ОН тем прочнее, чем больше заряд иона металла М и чем меньше его радиус. Поэтому сила оснований, образуемых элементами в пределах одного и того же периода, уменьшается с возрастанием порядкового номера. Если один и тот же элемент образует несколько оснований [СиОН и Си(ОН)2, Fe(OH)2 и Ре(ОН)з], то с увеличением степени окисления металла значение а уменьшается. Поэтому у Ре(ОН)г степень основной диссоциации больше, чем у Ре(ОН)з. [c.124]

В этом случае основность рассматривается относительно пары Н2О/ОН", и чем больше величина константы равновесия (3), тем больше сила основания. Константа равновесия (3) определяется соотношениями [c.237]

Здесь основность рассматривается относительно пары Н2О / ОН , и чем больше значение константы равновесия (8.17), тем больше сила основания. Константа равновесия (8.17) определяется соотношением [c.203]

Оксиды скандия и РЗЭ — бесцветные (большинство), тугоплавкие и труднорастворимые в воде вещества, хотя интенсивно (с выделением теплоты) взаимодействуют с ней с образованием характеристических гидроксидов Э(ОН)з. Получают оксиды прокаливанием соответствующих гидроксидов, нитратов и карбонатов. Гидроксиды получают действием растворов щелочей на растворимые соли скандия и РЗЭ. Гидроксиды также труднорастворимы в воде. В подгруппе скандия растворимость гидроксидов растет 8с(ОН)з — рПР 28, У(ОН)з — рПР 22,8, Га(ОН)з — рПР 18,9. А все гидроксиды лантаноидов характеризуются примерно такой же растворимостью, как (ОН)з (порядок величины рПР 22—23). Гидроксид скандия — амфолит с более сильно выраженными основными свойствами, а гидроксиды РЗЭ представляют собой довольно сильные основания. В ряду лантаноидов основная сила гидроксидов постепенно уменьшается с уменьшением радиусов Э в результате лантаноидной контракции. С уменьшением ионных радиусов растет их ионный потенциал и связь с кислородом становится более прочной. Поэтому гидроксиды иттербия и лютеция проявляют слабую амфотерность и примыкают в этом отношении к 8с(ОН)з. [c.350]

Концентрацию воды можно считать постоянной, поскольку она присутствует в большом избытке. Константу основности Къ, так же как и константу кислотности /Са, для удобства выражают обычно величиной р/(ь, численно равной —lg/ b Чем меньше р/Сь, тем сильнее соответствующее основание. Силу основания можно выражать также через р/(а, имея, таким образом, непрерывную шкалу для кислот и для оснований. Величина /Са (а следовательно, и р/Са) для основания НзЫ является мерой способ- [c.83]

Первое положение, можно сказать, напрашивается само собой кислотные растворители должны понижать силу кислот, но повышать силу оснований основные растворители должны повышать силу кислот и понижать силу оснований. Слово должны [c.58]

Изложенные соображения позволяют установить шкалу относительной силы кислот и оснований. Относительная сила кислот для доноров протонов измеряется степенью завершенности их реакций с каким-либо общим основанием в состоянии равновесия. Аналогичным образом определяется относительная сила оснований для акцепторов протонов. В табл. 14.2 приведены некоторые часто встречающиеся вещества, которые расположены в порядке убывания силы кислотности. Поскольку со слабой кислотой сопряжено сильное основание и, наоборот, образующиеся в указанных реакциях основания располагаются в обратном порядке по силе основности. [c.248]

В соответствии с представлениями Бренстеда относительная сила основания служит мерой его способности акцептировать протон. Если между двумя веществами осуществляется конкуренция за обладание протонами, то из них, которое присоединяет к себе протоны, считается более основным. Например, вода может конкурировать с хлорид-ионом за обладание протонами, но С1" представляет собой настолько слабое основание, что вода легко присоединяет протоны и образует в этой реакции ионы НзО" [c.249]

Основность анионов в полярных апротонных растворителях следует рассматривать скорее как реакционную способность анионов по отношению к водороду, чем как силу основания или диссоциацию сопряженной кислоты аниона. Наиболее сильное основание, которое может существовать в воде, это, конечно, сольватиро-ванный ион гидроксила, но в полярных апротонных растворителях типа ДМСО или ДМФА возможны значительно более сильные основные системы. Указанные растворители представляют собой очень слабые кислоты, электролиты в этих растворителях умеренно диссоциированы, а анионы в иих обладают высокой свободной энергией, так как они слабо сольватированы. Процессы замещения с переходным- состоянием с рассредоточенным или уменьшенным отрицательным зарядом (по сравнению с начальным состоянием) протекают в полярных апротонных растворителях гораздо быстрее, чем в протонных [12]. Замещение у водорода анионами не является исключением. В апротонных растворителях со сравнительно низкой диэлектрической проницаемостью (<25) свободная энергия анионного основания несколько понижена из-за агрегации с сопутствую-шим катионом, но в растворителях типа ДМСО могут существовать чрезвычайно реакционноспособные системы оснований. [c.20]

На том же основании соли аминокислот и сильных оснований ацилируются легче, чем свободные аминокислоты и сила нейтрализованных оснований имеет влияние на введение ацила и скорость ацилирования таким образом, что, например, калиевые соли обычно легче ацилируются по этому способу, чем натриевые, поскольку не возникает каких-нибудь задерживающих моментов из условий равновесия. Если же основные свойства основания проявляются только в присутствии воды, то влияние на ацилирование сказывается сильнее в присутствии воды, чем без воды. Поэтому, если ацилирующие средства не разлагаются быстро водой, то ацилирование водного раствора аминосоединений имеет преимущество перед ацилированием в отсутствие воды. [c.649]

Из кислотно-основного равновесия следует, что каждому основанию Ь соответствует кислота сопряжения ЬН+. Величина рКа этой кислоты может служить мерой относительной термодинамической основности (силы основания) Ь. В водном растворе аммиак является более сильным основанием, чем УV-мeтилaнилин, а последний более [c.134]

Это весьма верное представление Усановича логически основывается на разделении элементов на кислотные и основные. Сила оснований и кислот обратно пропорциональна силе сопряженных кислот и оснований. Это может быть очень просто проиллюстрировано в случае простейших катионных кислот и анионных оснований. Чем ниже ионизационный потенциал металла, тем сильнее основание, например К—другими словами, металлы проявляют основные свойства, отдавая электроны. Чем выше ионизационный потенциал, тем сильнее катионная кислота. Таким образом, силышя кислота соответствует слабому основанию] обратное также справедливо. [c.19]

Следовательно, сила любого основания возрастает с увеличением кислотности растворителя, а сила любой кислоты — с увеличением его основности. Сила основания или кислоты связана также с численным значением диэлектрической проницаемости (ДП) растворителя. Наконец, сила кислоты или основания в значительной степени определяется ионным произведением (константой автопролиза) растворителя Кв, протяженность шкалы pH данного растворителя обусловливается показателем константы [c.289]

Аммиак и амины являются более сильными основаниями, чем вода. Для количественной оценки силы оснований служит величина константы основности к (подобно константе кислотности К у карбоновых кислот и фенолов). Она определяегся способностью оснований (аминов) отрывать протон от воды и определяется из равновесия [c.136]

Для определения обменной емкости проводят реакцию ионного обмена между известным количеством ионита в определенной форме и раствором соли и в полученном растворе определяют количество ионов, вступивших в реакцию ионного обмена. Одновременно с установлением обменной емкости ионита можно определить его кислотно-основную силу титрованием растворами оснований и кислот. Для этого ионит переводят, например, в Н+-форму и титруют раствором NaOH, Степень кислотности ионитов можно определить из значения pH в момент прохождения полуреакции обмена, аналогично кислотности слабых кислот [43, 44] [c.375]

Пространственные эффекты. [98]. Прямые стерические затруднения редко встречаются при переносе протона, поскольку сам протон очень мал. Стерические эффекты гораздо более выражены в кислотно-основных реакциях Льюиса с участием кислот больших размеров. При варьировании размеров кислот были наглядно продемонстрированы изменения порядка основности. В табл. 8.4 показано изменение силы оснований для простых аминов при сравнении с кислотами разных размеров [99]. Из этих данных видно, что при использовании кислот достаточно больших размеров обычный порядок основности аминов (по отношению к протону) может измениться на обратный. Напряжение, вызываемое образованием ковалентной связи между двумя атомами, каждый из которых имеет три объемных заместителя, называют лицевым (1асе) напряжением, или Р-напряжением. [c.345]

Из двух шкал первая более удобна, так как показатель р/Са оснований, численно равный pH, при котором половина основания находится в протонированной форме (поскольку катион наполовину диссоциирован), непосредственно можно сравнивать с р/С-шкалой кислот, в то время как рКъ — нельзя. Значения р Са для некоторых обычных оснований приведены в табл. 8.3. Следует обратить внимание на общее возрастание силы основания с увеличением степени замещения атомов водорода на алкильные группы в аммиаке и очень заметное уменьшение основности, когда заместителем является ароматическая группа (разд. 6.4). [c.155]

Сила оснований определяется их способностью к электролитической диссоциации. Самыми сильными, полностью диссоциированными являются гидроксиды ш,елочиых металлов. В главных подгруппах периодической системы сила основаншг увеличивается сверху вниз. Поэтому, если Ве(ОН)о проявляет кислотно-основную двойственность, то Mg(0H)2 — уже основание средней силы, а Ва(ОН)г относится к сильным. Остальные металлы образуют слабые и малорастворимые основания, за исключением ТЮН. [c.42]

Термин нуклеофильность обычно принято относить к влиянию основания Льюиса на скорость реакции нуклеофильного замещения н отличие от основности, которую относят к влиянию на равновесие. Совер-lUeiHio ясно, что относительная нуклеофильность различных частиц может меняться от реакции к реакции, и поэтому невозможно составить абсолютную 1пьалу нуклеофильностей, Эта ситуация в точности аналогична той, которая имеется для основности, когда относительные силы оснований Льюиса зависят от взятой для оценки кислоты. [c.186]

Сравнение данных для метокси и грег-бутоксц-ионов в табл. 6.3 иллюстрирует вторую основную тенденцию более сильное основание способствует образованию менее замещенного олефина [38]. Более сильное основание ведет к увеличению карбаннонного характера переходного состояния и, следовательно, сдвигает его в направлении 1 сб-механизма. Была установлена линейная корреляция между силой основания и различием AG для образования бутеиа-1 по сравнению с буте-ном-2 [386]. Некоторые данные приведены в табл, 6-4. [c.255]

Однако в настояш ее время константы основности иракпшески вышли из употребления. Они просто излишни, так как информация о силе основания В включена в константу кислотности соиряжершой кислоты ВН" " [c.230]

Основными называются такие оксиды, которые реагируют с водой с образованием оснований либо реагируют с кислотами с образованием солей. Так, из оксидов К2О, СаО и AI2O3 получаются основания КОН, Са(ОН)2 и А1(ОН)з. И в этом случае относительная сила оснований связана с электроотрицательностью входящих в оксиды элементов, но в отличие от кислот наиболее сильные основания получаются из оксидов тех элементов, которые обладают наименьшей элек- [c.251]

В случае обратимых реакций присоединения, например, протонирования, положение равновесия определяется значением р а гетероциклического соединения [1] и зависит от заместителей, присутствующих в гетероцикле. Элекфо-нодонорные заместители увеличивают основность, а элекфоноакцепторные понижают силу основания. Значения pA простых производных пиридина близко к 5, основность 1,2- и 1,3-азолов зависит от характера второго гетероатома, а для пиразола и имидазола, содержащих два атома азота, значение рА а равно соответственно 2,5 и 7,1. [c.34]