Сила кислот кислотности

Сила кислоты, кислотность раствора определяется степенью превращения электронейтрального основания в соль при его реакции с кислотой. О ионизации основания удобно судить, если ей сопутствует изменение окраски. Поэтому в качестве электронейтральных оснований используют индикаторы, степень ионизации которых определяют колориметрическим методом. [c.106]

Так как мерой кислотности служит концентрация водородных ионов, то в ряду кислот более сильной будет та, у которой при одинаковой молярной концентрации концентрация водородных ионов вьиие. Последняя определяется как ас и, следовательно, а является мерой силы кислоты ц является так> е мерой силы основания. [c.39]

Появляется избыток ионов ОН", т. е. среда становится щелочной-Этот случай наиболее характерен для доноров средней силы — для двух- и многозарядных анионов (СО3, РО4, SO3, а также N ), т, е, кислотных остатков слабых и средней силы кислот. Очевидно, чем слабее кислота, тем гидролиз протекает интенсивнее. [c.210]

Для измерения кислотности катализаторов наибольшее распространение получил метод индикаторного дифференциального титрования , который дает возможность определить как общее количество кислотных центров, так и силу кислоты. [c.130]

НА означает кислотную форму. Кислоты расположены в таком порядке, что в направлении сверху вниз сила кислот уменьшается. А -сопряженное кислоте основание сила оснований сверху вниз возрастает. Обший вид уравнения равновесия НАг Н" -ьА константа равновесия определяется выражением [c.220]

Кислотность кислородсодержащих кислот. Амфотерные частицы и амфипротонные частицы. Сила кислоты и формальный заряд ее центрального атома. [c.465]

В целом кислотность обнаруживает тенденцию к возрастанию с увеличением формального заряда на центральном атоме. Чем больше формальный положительный заряд на центральном атоме, тем больше такой центральный атом оттягивает к себе электроны от связанных с ним атомов кислорода. Это приводит к ослаблению связи кислород—водород и способствует более легкому отрыву протона Н , а следовательно, означает повышение силы кислоты. Влияние формального заряда центрального атома на кислотность родственных соединений иллюстрируется данными табл. 11-1 даже небольшое возрастание отрицательного заряда на атоме, к которому присоединен протон, очень сильно понижает кислотность соединения. [c.487]

Сопоставление общей кислотности и силы кислотных центров, измеренных по поглощению и десорбции пиридина, показало, что изомеризация протекает на сильных кислотных центрах. Если оценить каталитическую активность сильной кислоты в 100, то для кислоты средней силы она составляет 10, а для слабой отсутствует (0). Именно высокая чувствительность изомеризации к силе кислоты используется при получении а-олефинов дегидратацией спиртов. Для этого процесса не требуются сильные кислотные центры, а использование слабой кислоты позволяет получать только а-олефины, без их изомеризации в 7- и р-изомеры. Чувствительность изомеризации к величине Н использована для определения силы кислотных центров при расчете скорости изомеризации диме-тилбутена-1 и других олефинов [13]. [c.95]

Сила кислоты или основания может быть определена по величине кислотной или основной константы или же по их степени диссоциации. [c.86]

Сила кислоты НЛП основания Кислотные константы или основные константы моль/л Степень диссоциации а [c.86]

Электростатические силы, возникающие при быстром разъединении частиц во время рассеивания, смешения, выпуска из емкостей, пневмотранспорта и т. д., также влияют на поведение сыпучих материалов. Неметаллические порошки и окислы, образующие кислоты, заряжаются положительно металлические порошки и окислы, образующие основания, заряжаются отрицательно. Знак заряда солей зависит от относительной силы их кислотной и основной составляющих. [c.9]

Некоторое увеличение скорости объясняется, по-видимому, увеличением активности карбкатионов, связанной с понижением силы кислоты и дестабилизацией промежуточных карбониевых ионов. Отсутствие корреляции с растворимостью донора гидрид-но-нов вновь показывает, что значительная часть гидридного переноса протекает не в кислотной фазе. Эти данные лучше согласуются с тем предположением, что реакция преимущественно протекает на границе раздела фаз в условиях хорошего перемешивания. [c.18]

Силу кислоты, или кислотность, можно выразить количественно с помощью константы диссоциации или константы кислотности К . [c.105]

Соединения с экваториальными карбоксилами или аминогруппами обладают большей кислотностью или, соответственно, основностью, чем аксиальные изомеры. Отрицательные и положительные заряды стабилизуются благодаря сольватации в случае же аксиальных заместителей большие стерические препятствия уменьшают эту возможность, что приводит к смещению равновесия в сторону незаряженных молекул, т. е. к уменьшению силы кислоты или основания. [c.807]

Взяв за основу электростатическую модель строения вещества, теория предложила количественный метод оценки силы кислоты и основания как функции ионного потенциала. Если в каком-либо соединении, в состав которого входит водород, центральный ион имеет положительный заряд, то кислотность увеличивается по мере повышения заряда и уменьшения радиуса иона. При отрицательном заряде иона с увеличением потенциала иона кислотность снижается, а основность увеличивается. В зависимости от того, потенциал какого иона преобладает в амфотерном соединении, вещество обладает либо кислотными, либо основными свойствами. [c.403]

Оба класса растворителей можно в свою очередь разделить на основные, нейтральные и кислотные растворители. У нейтральных амфипротных растворителей, к которым можно отнести воду и спирты, сила кислоты и основания одинакова, хотя их диэлектрическая проницаемость может сильно различаться. Большое значение Ка и малое — Кь характерно для кислотных амфипротных растворителей, таких, например, как безводная серная и уксусная кислоты, в то же время основные амфипротные растворители, такие, как жидкий аммиак и метиламин, имеют невысокое значение Ка и большое — Кь- [c.456]

Увеличение силы кислоты вызывается не образованием эфира, а присоединением кислорода с его несвязанной парой электронов к секстету электронов атомов бора. При взаимодействии борной кислоты с диолом в мольном соотношении 1 1 увеличения кислотности не происходит [c.574]

Силу кислоты количественно можно выразить с помощью-константы равновесия ее диссоциации, называемой константой диссоциации Ка (рис. 8.33), Чем больше величина Ка, тем сильнее кислота. Так, уксусная кислота (/Са = 1,8-10- ), конечно,, слабая кислота (сравните НС1, Яа °о), но тем не менее сильнее спирта (Ка 10 ). Силу кислот (кислотность) иногда также 1выражают в логарифмической шкале величинами рЯа, где р а = —Ig /Са. [c.189]

Молч но ожидать поэтому, что ме ду константой кислотного равновесия Кл, характеризующей силу кислоты , и константой скорости катализируемой ею реакции Ьа должна существовать закономерная связь. Эту связь Бренстед нредстасшл в виде у[)авнения [c.72]

Р0 , НРО и НгРО ). Скорость реакции обмена во многих случаях существенно зависит от pH среды. Щелочи ускоряют обмен в бихроматах, хлоратах, иодатах, но заметно тормозят обмен в хроматах, нитратах, сульфитах и тиосульфатах. В кислой среде ускорение реакции обмена наблюдается для хроматов, хлоратов, нитратов. Для органических кислородных соединений установлено, что скорость обмена кислорода карбонильной и карбоксильной групп зависит от кислотности среды. Интересно, что с увеличением силы кислоты обмен облегчается. Это можно видеть на примере уксусной, моио-хлоруксусной и трихлоруксусной кислот. Скорость обмена растет при переходе от уксусной через монохлоруксусную к трихлоруксусной кислоте. Кислород спиртовых и фенильных гидроксильных групп обычно не подвергается обмену. Однако у третичного спирта трианизолкарбинола можно обнаружить обмен, катализируемый кислотами. В сахарах обменивается только один атом кислорода. [c.374]

Более того, Хиршлер [58] ставит под сомнение само существование льюисовских центров, указывая, что следы кислорода либо в реагентах, либо на поверхности катализатора легко могут окислить трифенилметан до трифенилкарбинола бренстедовская кислотность должна привести к образованию карбоний-иона. Как известно, такая реакция действительно происходит в кислотных средах, в которых сила кислоты больше, чем в 50%-ной N2804, и процесс этот ускоряется при действии света. Удаление гидрид-иона заменяется окислением, катализируемым кислотой, и для этого необходимы сильные бренстедовские кислотные центры. [c.58]

Существенный вклад в теорию применения ЛССЭ к гетерогенному катализу вносит учет функции распределения каталитических центров по коррелирующему параметру, например по функции кислотности Гаммета. В этом случае, в соответствии о основным уравнением Рогинского для неоднородных поверхностей, скорость реакции для кислых катализаторов, если предположить, что активность катализатора зависит только от силы кислоты и вид кинетической зависимости одинаков для всех центров, выразится уравнением [c.161]

H IO4 возрастает сила кислот). Аналогичные результаты получаются при анализе взаимодействия кислотных оксидов не с Н,0, ас каким-либо основным оксидом (наиример, с СаО). [c.269]

Стабильность этих соединений находится в прямой зависимости от силы кислот чем сильнее кислота, тем менее прочно молекулярное соединение такой кислоты с ВР3. В этом случае также не исключен комплексообразующий механизм. Однако ВРз как комплексообразующий катализатор слабее, feм кислотные катализаторы на его основе ВРз-НгО, СНзОН-ВРз, НзР04-ВРз и ряд других. [c.21]

Для этой группы рКр >рКр, т. е. в возбужденном состоянии они сталопятся менее сильными кислотами, чем в основном. Различия в силе кислот в основном и возбужденном состояниях могут дости-1ать шести и более порядков, поэтому возбужденные молекулы могут претерпевать реакции, которые в основном состоянии или вовсе не идут, или 1проте кают в очень малой степени. В результате возрастания нислотных свойств соединений первой группы кислотно-основное равновесие в возбужденном состоянии [c.75]

Поглотители PURASPE 2250/6250 - основные по природе, а соответственно они не способствуют всем тем нежелательным реакциям, которые промотирует оксид алюминия в силу своей кислотной природы. В конце срока службы хемосорбенты PURASPE являются слабощелочными их выгрузка и обращение с ними совершенно безопасны. Поскольку на поверхности этих поглотителей нет свободной кислоты, отпадает необходимость в нейтрализации отработанного материала перед утилизацией. [c.13]

В ряду нею—H IO2—НСЮз—H IO4 происходит усиление кислотных свойств. Приведите возможное объяснение. Составьте алгоритм определения силы кислот. [c.77]

Для соединений с гидроксильными группами и аквакомп--лексов металлов теория Усановича устанавливает четкую связь между потенциалом центрального и положительного ионов и кислотностью. Сила кислоты увеличивается по мере увеличения силы, отталкивающей атом водорода в группе ОН от положительного заряда. При этом наблюдаются следующие закономерности изменения силы кислоты в зависимости от места, которое центральный атом занимает в периодической системе элементов [c.404]

ЛИЧИНОЙ pH, ПО НИМ нельзя определить равновесные концентрации кислоты и аниона (или основания и катиона). Но для оценки кислотно-основного равновесия необходимо знать именно эти величины. Такую возможность дают так называемые логарифмические рН-диаграммы. Для их построения откладывают на оси абсцисс значения pH, а в области отрицательных значений оси ординат — значения десятичных логарифмов концентраций (в одинаковом масштабе). На рис. Д.39 изображена логарифмическая диаграмма, построенная для одноосновной кислоты СбНзСООН с константой диссоциации /(5 = 6,46 моль/дм (р/С5 = 4,19) и общей концентрацией Со=10 2 моль/дм . На примере диаграммы, изображенной на рис. Д.39, можно дать методику применения логарифмической диаграммы общую концентрацию Со определяют в точке, в которой ветвь кривой НХ (линия кислоты), параллельная оси pH, или соответственно кривой X (линия основания) пересекает ось ординат, так что в этой точке пересечения lg = lg o. Силу кислоты, характеризующуюся константой диссоциации Ks, определяют по уравнению pH = pJ < s, беря значение pH на параллельной ветви кривой НХ, начиная с которого (при одном и том же масштабе по осям [c.123]

Напишите уравнения реакций получения кислот 1) хлоруксусной, 2) дихлоруксусной, 3) трихлорук-сусной. Какие константы кислотности соответствуют каждой из них 2,0-10 ],4-10- 3,92-10-2 Объясните различную силу кислот с точки зрения электронной теории. [c.68]

Разъясните влияние кетонной группы на силу кислоты. Выберите соответствующие значения константы кислотности Ка) ДЛЯ пировиноградной, ацетоуксус-ной, левулиновой кислот 2,4-10- 2,62-10- 3,2-Ю . [c.88]

Протолитическая теория была применена к истолкованию закономерностей реакций кислотно-основного катализа разложение нитра-мида, инверсия сахаров, омыление сложных эфиров и т. п. Скорость этих процессов зависит от природы и концентрации кислот и оснований, присутствующих в растворе, причем сами кислоты и основания в ходе реакции не расходуются, т.е. выступают в роли катализаторов. Реагирующее вещество можно рассматривать как слабую кислоту пли слабое основание, которые вступают в реакцию с катализатором основанием или кислотой с образованием некоторого промежуточного комплекса. Последний затем распадается на конечные продукты с регенерацией катализатора. Сила кислот и оснований (константы их ионизации) и их каталитическая активность связаны между собой. Я. Брёнстед установил, что если в качестве катализаторов использовать ряд однотипных слабых кислот, то между константой скорости катализируемого ими процесса и константой ионизации кислот Ка существует следующее соотношение [c.84]

Протонизирующую силу кислоты выражают также посредством функции кислотности Ид), характеризующей состояние равновесия при комплексообразовании кислот и оснований в органических расгвори-телях. В качестве оснований чаще всего используют индикаторы, изменяющие окраску в зависимости от силы кислоты, что позволяет исследовать систему спектроскопическими методами. При этом важно, чтобы в спектре идентифицировались полосы ассоциированиого и свободного оснований. [c.234]

Уравнения (IV.15) — (1У17) используют также для определения I и а в неводных растворах кислот и оснований. Согласно современной теории кислот и оснований Бренстеда и Лоури кислоту определяют как вещество, способное отдавать протон, а основание — как вещество, способное принимать протон от кислоты. Реакция присоединения водорода называется реакцией протонирования. Нейтрализация сопровол<дается переходом протона от кислоты к основанию, причем кислота или основание может быть нейтральной молекулой или ионом. Кажущаяся сила кислот и оснований в любом растворителе зависит от степени их взаимодействия с растворителем. Это определяется кислотностью или основностью самого растворителя. [c.47]

Так как электроноакцепторные заместители Н в Л1-или /г-прложениях II увеличивают силу кислоты, т. е. константу ионизации К по сравнению с К то из уравнения (VI, 13) вь1текает, что эти заместители характеризуются положительными значениями а. Электронодонорные заместители в ядре, наоборот, понижают кислотность им необходимо приписать отрицательные значения о. [c.167]