Азотистая кислота равновесная концентрация

Пример. Определить равновесную концентрацию азотистой кислоты в 6%-ном растворе азотной при 25° С и парциальном давлении окиси азота над раствором = 0,4 атм. [c.264]

Так как азотистая кислота является слабым электролитом, то равновесную концентрацию кислоты можно считать примерно равной ее общей концентрации, т. е. [c.90]

Таким образом, константа диссоциации электролита есть отношение произведения равновесных концентраций ионов, на которые распадается электролит, к равновесной концентрации недиссоциированных молекул его. Величина константы характеризует силу кислот и оснований. Чем она больше, тем сильнее электролит. Например, азотистая кислота (/С=4,5-10 ) сильнее уксусной (/С= 1,82-10 ) и т. д. [c.25]

Азотистая и фтористоводородная кислоты — слабые кислоты почти одина- . ковой силы, так как константы их диссоциации Кнр = 7,4 10- и/( N0.= = 4,5 10— очень близки по величине. Константы эти, однако, настолько 4 велики, что при учете суммарной равновесной концентрации Н+-ионов дис-Ь социацией воды безусловно можно пренебречь. Азотистая и фтористоводородная кислоты диссоциируют по уравнениям [c.65]

По расчету в 5%-ной азотной кислоте (0,825 моль/л) при 25° С и парциальном давлении окиси азота 0,01 атм равновесная концентрация азотистой кислоты составит [c.118]

По данным Г. А. Скворцова, равновесная концентрация азотистой кислоты по реакции [c.123]

Активированными частицами в перекиси водорода являются озон Оз и атомы кислорода О, а в азотной кислоте двуокись азота NO2 и азотистая кислота HNO3. Равновесные концентрации активированных частиц в обоих окислителях примерно одинаковы, и с этой точки зрения трудно объяснить различия в свойствах перекисных и азотнокислых травителей. [c.113]

В разделе 3 предполагалось, что сопровождающая перенос заряда химическая реакция протекает в равновесных условиях. Это упрощение в ряде случаев обосновано, но иногда необходимо учитывать и кинетику химических реакций, сопряженных с переносом заряда. Здесь обсуждается влияние гомогенных (объемных) реакций на перенос заряда эффекты, связанные с гетерогенными (поверхностными) химическими реакциями, рассмотрены в гл. X. Начнем с особенно поучительного примера — )едокс-системы азотная кислота/азотистая кислота (Феттер 17—19, 22, 31]). Вопреки ожиданиям, катодный предельный ток в данном случае зависит не только от концентрации азотной кислоты, но также и от концентрации азотистой кислоты (рис. 96). Отсюда вытекает, что азотистая кислота участвует в некоторой предшествующей химической реакции. Определение порядка реакции показало, что имеет место взаимодействие [c.208]

Рассчитать равновесные концентрации Н+, NOa и HNO2 в растворе, приготовленном растворением 0,100 моль азотистой кислоты в 200 мл воды. [c.152]

Для окислительно-восстановительного электрода азотная кислота/азотистая кислота необходимо рассмотреть большое число суммарных электродных реакций, так как в азотной кислоте, содержащей азотистую кислоту, помимо НКОд и N0 , имеются в сравнительно высоких равновесных концентрациях еще различные окислы азота, такие как КОа, N304, N0 и Поэтому равновесный потенциал ед можно представить различными уравнениями Нернста, относящимися к соответствующим суммарным электродным реакциям. Все они дадут одно и то же значение потенциала окислительно-восстановительного электрода, если в них ввести реальные равновесные активности (концентрации) отдельных видов молекул. [c.526]

При достаточно высокой кислотности среды амина в виде свободного основания содержится настолько мало, что скорость реакции (2) становится меньше скорости реакции (—1). В этих условиях устанавливается равновесная концентрация азотистого ангидрида [реакции (1) и (—1)], который медленно расходуется на реакцию с ароматическим соединением. Вследствие этого в уравнении (2) появляется концентрация субстрата, а квадратичный множитель в этом случае соответствует стационарной концентрации азотистого ангидрида. Следует заметить, что концентрационные факторы в уравнениях (1) и (2) точно соответствуют тому, что написано [ bH5N( H3)2] — это концентрация амина в виде свободного основания, а [HNO2] — концентрация неионизованной азотистой кислоты, а не ее аналитически определяемое количество. [c.314]

Имеется и другой путь, с помощью которого анионы, отличные от нитрит-иона, или, как их можно называть, чужие анионы, могут участвовать в нитрозировании они могут катализировать образование азотистого ангидрида, который является истинным нитрозирующим агентом. Наиболее легко наблюдать такое действие в случае анионов слабых кислот — буферных анионов типа ацетата или фталата. Эти анионы в контролирующей скорость стадии могут образовывать нитрозильные соединения, например нитрозилаце-тат, а затем либо прямо нитрозировать амин, либо взаимодействовать с нитрит-ионом с образованием азотистого ангидрида, который далее нитрозирует амин при условии, что все эти реакции замещения быстрые, получим кинетику, согласующуюся с уравнением (9). Однако если первоначально образовавшееся нитрозильное соединение атакует нитрит-ион и если также при уменьшении концентрации нитрита концентрация нптрозильного соединения достигает равновесной, так что контролирующей скорость становится его атака на нитрит-иоп, а последующее нитрозирование азотистым ангидридом все [c.517]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология