Равновесие Кислотность

Влияние температуры на равновесия в растворах координационных соединений не ограничивается влиянием только на константы устойчивости. Равновесия комплексообразования почти всегда осложняются равновесиями кислотно-основного взаимодействия. Константы равновесия таких реакций также подчиняются уравнению (2,12) или (4.14), и полнота протекания любой суммарной реакции с ростом температуры будет увеличиваться, если реакция эндотермична, и уменьшаться, если реакция экзотер-мична. Кроме того, повышение температуры может вызвать проте- [c.74]

Поэтому к концу осаждения анализируемый раствор часто рекомендуют разбавить водой. Многолетний опыт химиков-анали-тиков показывает, что при кислотности 0,3 М H I достигается полное разделение анализируемых элементов в виде сульфидов. Кислотность 0,3 М H I как оптимальная величина для разделения сульфидов была известна очень давно — еще до появления теории электролитической диссоциации. С созданием этой теории и экспериментальным определением соответствующих констант равновесия кислотность при осаждении сульфидов получила теоретическое обоснование. [c.160]

Кето-энольные равновесия, кислотные и комплексообразующие свойства ацетилацетона и других р-дикетонов рассмотрены ранее. [c.472]

Выраженная константой этого равновесия кислотность аниона 28 составляет 11,80. [c.337]

Константа равновесия кислотно-основной полуреакции (4-1) может считаться мерой кислотности А, а обратная ей величина — мерой основности В. Следовательно [c.76]

Самым простым электроаналитическим способом определения константы устойчивости является метод с применением стеклянного электрода. Этот прибор — основная составная часть обычного лабораторного рН-метра, используемого для определения активности ионов в растворе поэтому со стеклянным электродом изучают только равновесия, включающие изменение [Н+]. Я- Бьеррум — профессор Копенгагенского университета,— еще будучи студентом, определил этим методом константы устойчивости большого числа амминных комплексов. Концентрация ЫНз в растворе связана с [Н+] константой равновесия кислотной диссоциации NH4 (27). В кислом растворе вели- [c.151]

До сих пор мы обсуждали главным образом либо довольно устойчивые соединения [типа соединений углерода и других неметаллов, рассмотренных в гл. И —13, 18, 25 и 30 (см. т. 1 и 2)], либо лабильные вещества, лабильность которых связана с потерей и приобретением электронов (окисление—восстановление) или атомов водорода и кислорода (кислотно-основные процессы). Однако существуют и другие лабильные кислотно-основные системы. Некоторые из них обсуждались в гл. 37 в связи с проблемами синтеза. Такие термодинамически устойчивые частицы, находящиеся в измеримом равновесии кислотно-основного типа со своими фрагментами, которые являются стабильными молекулами, называются комплексами. Некоторые комплексы являются ионами, некоторые электронейтральны. [c.310]

Величины рКа для отдельных равновесий кислотной диссоциации, входящих в этот цикл, связаны соотношением [c.125]

Здесь —константа равновесия кислотной (ВН+) и основ- [c.105]

Изменение растворителя. Применение уравнения Борна к равновесиям кислотной диссоциации (2.85) дает выражения типа (2.70), в которых -S р заменяют Sv, g , а в скобках получится 1/г [c.389]

IV. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ВТОРИЧНЫЕ ИЗОТОПНЫЕ ЭФФЕКТЫ А. РАВНОВЕСИЯ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО ТИПА [c.133]

При рассмотрении равновесий кислотно-основного типа было бы логично в первую очередь привести экспериментальные данные по вторичным изотопным эффектам в паровой фазе или по крайней мере в неполярных растворителях. Однако эти вопросы мы обсудим в разд. 1УБ и вместо этого начнем с кислотно-основных равновесий в наиболее полярном растворителе — воде. Это связано главным образом с тем, что единственный строгий расчет вторичного изотопного эффекта, исходя из формальной теории изотопных эффектов, был выполнен к настоящему времени только для реакции ионизации муравьиной кислоты в воде. Таким путем можно будет естественным образом перейти от теоретического рассмотрения, с которым мы имели дело до сих пор, к эмпирическому подходу, являющемуся, по-видимому, наиболее удобным способом рассмотрения более сложных систем, [c.133]

Сольватационное равновесие комплекса порождает в ряде случаев равновесие кислотно-основного типа. Например [c.257]

Книга обладает рядом несомненных достоинств. Так, математическое описание разнообразных видов химического равновесия (кислотно-основное, комплексообразование, окислительно-восстановительное, растворимость ионных соединений) проведено единообразно, а результаты представлены в различных математических формах (аналитические решения, диаграммы разного вида, номограммы). [c.6]

Константа равновесия кислотно-основной полуреакции (4-7) может считаться мерой кислотности НА, а обратная ей величина — мерой основности А . Следовательно [29] [c.76]

Для оценки силы таких кислот и оснований предложено несколько методов. Наиболее простой из них — расчет степени взаимодействия по энтальпии реакции. В некоторых случаях энтальпия может быть непосредственно измерена калориметрическим методом, но чаще ее рассчитывают по измеренным константам равновесия кислотно-основных реакций при различных температурах (наклон графической зависимости 1п/С от 1/7 равен АН/Я). Для экспериментального измерения констант равновесия могут быть использованы разные варианты спектрофотометрического метода. Различие между поглощением одного из реагентов (кислоты или основания) и кислотно-основного [c.206]

Использование в анализе различных растворителей расширяет его возможности, потому что химические свойства веш еств при растворении их в разных растворителях могут изменяться. При замене одного растворителя другим изменяются не только константы равновесия (кислотно-основного, окисления — восстановления, комплексообразования, растворимости и т. п.), но и самые химические соединения, существующие в воде, могут исчезнуть в других растворителях, а взамен их могут появиться другие соединения с новыми кислотно-основными свойствами или другой степенью окисления, и новые комплексные соединения. [c.589]

Характеристика исходных фаз Характеристика фаз после установления равновесия Кислотное число ПЭ, выделен- [c.181]

Равновесия Кислотная диссоциация [c.285]

Простейшим случаем изучения равновесия является количественный анализ двух присутствующих в растворе одновременно форм вещества. Следующий этап — изучение равновесия при сохранении суммарно концентрации равновесных форм и изменении свойств растворителя. Наконец, при изменении общей концентрации поглощающих веществ экспериментатор наиболее активно вмешивается в установление равновесия. Рассмотрим эти три стадии на примерах изучения таутомерного равновесия, кислотно-основного равновесия и исследования комплексообразования. [c.180]

Титрование провоцят в цостаточно кислой (0,1-1 М) среде, чтобы сместить равновесие кислотной диссоциации аквакомплексов железа влево [c.107]

В 1935 г. Гаммет и Буркхардт обнаружили линейную зависимость между константами скорости и константами равновесия в ароматическом ряду, в сериях однотипных реакций. За основу были взяты константы равновесия кислотной диссоциации бензойной кислоты Ко) и ее мета- и пара-функциональных производных К) [c.252]

Отметим еще также ге выводы, которые уже сделаны [693—697] относительно важности учета водородных связей в теориях кислотно-основных равновесий, кислотно-каталитиче- д ских реакций и функций кислотности. Из ничтожной величины а для реакций ионизации триарилкарбинолов вытекает, на- и пример, что функция кислотности Яу является наиболее точной мерой активности протона в растворах концентрированных минеральных кислот [693, 702—704], а все остальные разновидности функций кислотности содержат составляющую, обусло- вленную изменением активности воды. К сожалению, этот сам по себе весьма интересный круг проблем не может быть рас- о смотрен в пределах этой работы. [c.311]

Для характеристики кислотно-основного взаимодействия каждой кислоте (А) и каждому основанию (В), помимо параметра, определяющего их силу (5), необходимо приписать второй параметр (о), названный Пирсоном параметром мягкости 214]. С помощью этих двух параметров константа равновесия кислотно-основной реакции А+В=ёьАВ,- может быть выражена уравнением [c.71]

Большое замедление в ОгО отмечено также для реакции восстановления Мр (VI) перекисью водорода. Зилен и др. [106], однако, считают, что действие дейтерия в этой реакции проявляется не в скоростьопределяющей стадии, а в элементарной реакции, предшествующей этой стадии, именно в равновесии кислотной диссоциации перекиси водорода [c.301]

Как следует из данных, приведенных в разделе о кислотных и основных свойствах комплексов, в тех случаях, когда находящаяся внутри комплекса координированная группа представляет собой способную к диссоциации нротонсодержащую молекулу типа КН или же остаток К, способный к присоединению протона (протонов), сольватационное равновесие может быть осложнено равновесием кислотно-основного тина. [c.424]

В последние годы М. И. Кабачником с сотрудниками [1] разработаны новые взгляды на таутомерное равновесие в растворах как равновесие кислотно-основного типа. Оказалось возможным применить к нему принцип современной теории кислотпо-основного протолитического равновесия Бренстеда-Измайлова, что позволило количественно оценить влияние среды иа положение равновесия гг решить ряд других важных вопросов таутом( рии. [c.57]

Влияние концентрации индикатора, температуры и среды на интервал перехода 01фаски. Концентрация индикатора. Мы раньше видели, что равновесие кислотного индикатора выражается [c.41]

Возвращаясь к растворителям, в которых ассоциация ионов отсутствует или может быть учтена, интересно рассмотреть эффект изменения природы растворителя с позиций коэффициентов активности. Для данного растворителя коэффициенты активности обычно определяют так, что Д—>-1 при бесконечном разбавлении, а отклонения Д от единицы возникают из-за нарушений законов разбавленных растворов, например вследствие межионного притяжения. Предположим, что все константы равновесия экстраполированы на бесконечное разбавление, и, таким образом, коэффициенты активности этого типа можно опустить. Когда мы рассматриваем эффект, обусловленный изменением растворителя, то все коэффициенты активности должны быть отнесены к бесконечному разбавлению в данном растворителе, в качестве которого для наших целей удобно выбрать воду. Мы можем затем определить коэффициент активности для частицы 1 в любом растворителе с помощью соотношения А0°=/ Г1п/° где АС° — изменение свободной энергии при перенесении одного моля вещества 1 из разбавленного раствора в исследуемом растворителе в раствор равной концентрации в стандартном растворителе (воде). Соответствующий коэффициент активности называется вырожденным [34]. Он равен коэффициенту распределения частиц 1 между водой и исследуемым растворителем для случая разбавленных растворов. Если константа равновесия кислотно-основного взаимодействия А1-ьВ2Ч А2-1-В1 в воде равна К°, соответствующая константа равновесия в любом другом растворителе К связана с первой соотношением [c.86]

Вышерассмотренные следствия правила аддитивности справедливы не только в отношении констант равновесий кислотно-основных реакций, но и для любых других, в которых реакционным центром является заместитель в ферроценовом (феррицениевом) ядре. [c.255]

Помимо катионов постороннего металла, переводящего часть лиганда-катализатора в неактивное состояние, аналогичным образом могут вести себя и ионы водорода. Отсюда по снижению каталитического тока с увеличением концентрации ионов водорода были найдены константы равновесия кислотной диссоциации лигандов в виде нейтральных молекул (НЗСЫ) [190] или протонированной формы (гетероциклические амины) [204]. [c.140]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология