Сила кислот электропроводности

Объяснение. Растворы различных кислот одинаковой аналитической концентрации различаются по степени электролитической диссоциации, т. е. по числу присутствующих в них ионов водорода. Чем больше в растворе кислоты содержится ионов, тем большей электропроводностью обладает этот раствор. С другой стороны, интенсивность выделения пузырьков газообразного водорода при взаимодействии раствора кислоты с магнием характеризует силу кислоты [c.70]

Кендал с рядом сотрудников исследовал взаимодействие бензойной, монохлоруксусной, трихлоруксусной кислот с альдегидами и кетонами методом термического анализа и измерением электропроводности. Оии нашли, что образуются соединения состава АВ, а в некоторых случаях AjB и ABj. Они также нашли, что прочность соединений возрастает с увеличением силы кислот. [c.250]

В табл. 27 относительная сила кислот сопоставлена с коэффициентами электропроводности а = Х/Хо для сильных, средних и слабых солей. Данные таблицы показывают, что дифференцирующее действие по отношению к кислотам и солям идет параллельно, что наибольшее дифференцирующее действие свойственно кетонам, в частности ацетону, в связи с чем мы систематически исследовали силу кислот в ацетоне и в его смесях с водой. Эти исследования показали, что в ацетоне и в его смесях с водой 1не оправдывается ни одно из следствий теории Бренстеда. Величины j)K не являются линейной функцией 1/е. На графике зависимости pJf в ацетоне от pZ в воде кислоты одного зарядного тина образуют не одну, а несколько прямых (рис. 77). Карбоновые кислоты образуют одну прямую, фенолы — другую, сульфокислоты — третью. [c.285]

Если титруют слабые или средней силы кислоты слабыми основаниями, характер изменения электропроводности раствора до точки эквивалентности такой же, как и при титровании сильными основаниями, поскольку продуктами реакции и в этом случае являются хорошо диссоциирующие соли [c.81]

Предложенная Н. А. Измайловым [1] схема диссоциации электролитов в растворе явилась основанием для вывода количественной зависимости силы кислот, оснований и солей от свойств растворителя. За меру силы электролита в растворе принимается обычная константа диссоциации (/(об.), измеренная методами электропроводности или электродвижущих сил. Эта константа представляет отнощение произведения активности ионов, образованных при. диссоциации электролитов, к активности недиссоциированных частиц вещества [c.18]

Кислотно-основные явления. Теория электролитической диссоциации Аррениуса объясняет кислотные свойства растворов присутствием ионов водорода, а основные — ионов гидроксила. Нейтрализация рассматривается как реакция образования воды и соли. Поскольку степень диссоциации может быть определена посредством измерения электропроводности, то сила кислот и основании сопоставляется по их электропроводности. Эти представления иногда называют водной теорией кислот и оснований или теорией их электролитической диссоциации. [c.159]

О степени диссоциации можно судить по электропроводности раствора определенной концентрации. Для этого нужно собрать установку по следующей схеме аккумулятор — реостат — амперметр — угольные электроды. В сосуд наливают последовательно 1 н. растворы соляной, серной и уксусной кислоты затем — растворы едкого натра и гидрата окиси аммония. По показанию амперметра можно сделать вывод о сравнительной силе кислот и оснований. Диссоциация протекает только в водных растворах. В этом легко убедиться, если последовательно замерять электропроводность концентрированной серной кислоты, а затем кислоты, разбавленной в 25, 50 и 250 раз. Не следует включать ток на длительное время во избежание вторичных процессов на электродах. [c.62]

Исследование силы кислот в уксусной кислоте производилось многими методами по электропроводности их растворов, по каталитическому действию растворов кислот на скорость разложения диазоуксусного эфира (типичный пример кислотного катализа), по скорости инверсии тростникового сахара [c.503]

Исследование силы кислот в уксусной кислоте производилось по электропроводности их растворов, по каталитическому действию растворов кислот на скорость разложения диазоуксусного эфира (типичный пример кислотного катализа), по скорости инверсии тростникового сахара и, наконец, по рефракции кислот в растворах. По этому последнему методу определялось разбавление, при котором вся кислота полностью превращается в ониевую соль. При этом была получена следующая последовательность в силе кислот [c.299]

Свойствам кислот в основных растворителях посвящено много работ, но только в немногих из них сила кислот определена количественно. Краус и Брей, а также Смит (1927) вычислили константы диссоциации ряда минеральных и органических соединений в аммиаке на основании данных об электропроводности. Подсчет констант они произвели по несколько видоизмененному уравнению Оствальда, экстраполируя результаты на нулевую ионную силу. [c.328]

В табл. 29 относительная сила кислот сопоставлена с коэффициентами электропроводности а=Х/Хо для сильных, средних и слабых солей. Данные таблицы показывают, что дифференцирующее действие по отношению к кислотам и солям идет параллельно, что наибольшее дифференцирующее действие свойственно кетонам, в частности ацетону, в связи с чем мы систематически исследовали силу кислот в ацетоне и в его смесях с водой. Эти исследования показали, что в ацетоне и в его смесях с водой не оправдывается ни одно из следствий теории Бренстеда. Величины р/С не являются линейной функцией i/s. [c.331]

Так, к уравнениям вида (II, 8) относятся зависимости, найденные в работах [614] и [615] для коэффициента активности электролита и энергии кристаллической решетки и других свойств, в работе [616] —для концентрации, отвечающей минимальной электропроводности раствора электролита, и силы кислот (см. также [617]). Есть работы, связанные с уравнениями, которые можно объединить соотношением [c.103]

Сила кислот и оснований всецело связана с их степенью диссоциации чем более степень диссоциации, тем сильнее соответствующая кислота или щелочь. Об относительной силе электролитов можно судить по электропроводности их растворов, а также по химической активности в реакциях. Степень диссоциации важнейших электролитов приведена в таблице (см. приложение, стр. 253). При разбавлении растворов степень диссоциации увеличивается. Присутствие в растворе одноименных ионов понижает степень диссоциации. [c.110]

Сильные и слабые основания. При титровании основания кислотой получаются результаты, совершенно аналогичные тем, которые были описаны выше для обратного процесса. При нейтрализации сильного основания хорошо проводящий ион гидроксила замещается анионом с меньшей электропроводностью, поэтому по мере прибавления кислоты электропроводность раствора убывает. Если пользоваться для титрования сильной кислотой, то после достижения конечной точки электропроводность начинает возрастать точно так же, как в случае, изображенном на рис. 24 если же применять слабую или очень слабую кислоту, величина электропроводности почти перестает меняться. При титровании кислотой средней силы после эквивалентной точки происходит незначительное увеличение электропроводности. Во всех этих случаях кривые пересекаются под сравнительно большими углами если можно воспрепятствовать доступу углекислоты из воздуха, то лучший метод кондуктометрического титрования кислот любой силы состоит в том, чтобы добавлять раствор кислоты к титрованному раствору сильной щелочи. [c.118]

На электропроводность растворов электролитов оказывает известное влияние диэлектрическая проницаемость е растворителя, поэтому с позиций теории Аррениуса естественно ожидать, что в растворителях с меньшей е СНзСООН должна проводить электрический ток хуже, чем в средах с высоким значением е однако растворы СНзСООН в нитробензоле (8=34,75) —растворителе с высоким значением е, вопреки ожиданию проводят электрический ток хуже, чем в бутил-амине (е=5,3) и в воде (е=78,3). Более того, в бутиламине уксусная кислота проявляет более кислые свойства, чем в воде сам бутиламин, не проводящий тока и характеризующийся слабыми основными свойствами в водной среде, ведет себя в растворе уксусной кислоты как более сильное основание. Это не означает, что степень диссоциации уксусной кислоты в среде бутиламина выше, чем в воде. Понятия о силе электролита в водной среде строятся, как известно, на представлении о полной или частичной диссоциации данного вещества на ионы. Применительно к неводным растворам эти понятия приобретают другой смысл, так как сила кислоты обусловливается способностью электролита проявлять в той или. иной степени протонно-донорные свойства по отношению к растворителю и ионизироваться с образованием промежуточных соединений — ионных пар (подробней см. ниже). [c.9]

Электропроводность водных растворов. Приготовление растворов одинаковой нормальности. Определение концентрации растворов методом титрования. Сравнение силы кислот и оснований. Изменение концентрации водородных и гидроксильных ионов. Изменение окраски индикаторов в кислых и щелочных растворах. Определение pH растворов. Произведение растворимости. [c.28]

Какая связь существует между силой кислот и электропроводностью их растворов [c.28]

О силе кислот можно судить по электропроводности их разбавленных растворов, так как она зависит от концентрации ионов. [c.81]

Отчетливость конечной точки на кривой ВЧ-титрования зависит от величины изменения электропроводности раствора в процессе титрования до и после ее достижения. Поэтому физико-химические свойства растворителей, титранта и продуктов реакции должны быть такими, чтобы изменения электропроводности в районе конечной точки были максимальны. С этой точки зрения представляет интерес работа [84], в которой в качестве критерия силы кислоты и оснований авторы принимают величину наклона характеристических кривых для растворов этих соединений в раз-личных растворителях. Применяемые для ВЧ-титрования растворители, как правило, должны быть безводными, свободными от [c.160]

Этот порядок уменьшения силы кислот был определен Кольтгоф-фом и Виллманом посредством измерения их электропроводности в уксусной кислоте. На кривых электропроводности (рис. 9-2) можно видеть, что H IO4 значительно сильнее других кислот. Интересно, что у всех кислот кривая электропроводности имеет вид, типичный для слабых электролитов. Это можно объяснить малой диэлектрической проницаемостью уксусной кислоты. [c.340]

Степень нонизацин характеризует силу кислоты или основ ания в водном растворе. В разбавленных водных растворах НС1 диссоциирует полностью. Поэтому еслн иостеиенио добавлять в водный раствор НС1 крепкий раствор NaOH (чтобы объем при добавлении практически не менялся) и по мере добавления измерять электропроводность [c.225]

Полярные апротонные растворители позволяют дифференцировать, а протонные растворители выравнивают силу кислот АН [91 ]. Так, электропроводность 10 М Галогеноводородных кислот возрастает в отношении 1 20 60 для хлористого, бромистого и йодистого водорода в ацетонитриле [92] в выравнивающем растворителе — метаноле различие в силе этих трех галогеноводородных кис. -лot не превышает 100% [91]. Если А малый анион, АН в полярном апротонном растворителе будет более слабой кислотой, чем в про тонном растворителе со сравнимыми диэлектрической проницае -мостью и основностью. Кольтгофф и сотр. [93] пришли к выводу ,-что при обсуждении вопроса, о неодинаковой силе кислот в различных растворителях следует принимать во внимание, помимо основного характера растворителя и его диэлектрической проницаемости, образование и диссоциацию ионных пар, а также степень сольвата -ции анионов. Соединения с водородными связями типа АН обычно образуются [91 ] в таких растворителях, как нитромеган [94], нитробензол [95] и ацетонитрил [93]. [c.19]

J. Самый удобный и точный метод определения констант диссощ1а-ции (силы) кислот основан на измерении электропроводности их растворов. Измеряют электропроводность растворов данной кислоты различной концентрации, лучше всего при 25, откуда легко вычислить удельную и молекулярную электропроводность Л (см. т. I). Значения Л увеличиваются с уменьшением концентрации, приближаясь к некоторому конечному преде 1у, который только в очень редких с.пучаях может быть определен непосредственным измерением. Этот предел — молекулярная электропроводность при бесконечном разведении А, — может быть определен косвенно, о чем см. т. I. Температурный коэфициент Aqq равен 1,5% на один градус . [c.360]

Влияние других дифференцирующих растворителей подобно. Вирхок, исследуя силу кислот в формамиде, установил, что карбоновые кислоты и фенолы располагаются на разных прямых. На основании исследования Кильпетрик можно установить такой же характер влияния ацетонитрила на силу кислот. Смит и Гамметт при исследовании кислотной функции показали, что в нитрометане серная кислота в 1000 раз сильнее соляной. Их данные об электропроводности кислот в нитробензоле, как и наши исследования, указывают, что и этот растворитель дифференцирует силу кислот. [c.332]

Очень интересны наблюдения Каблукова относительно изменения силы кислот под влиянием растворителя. Измерив электропроводность спирто-водных растворов нескольких кислот, Каблуков нашел, что она измэняется неодинаково в зависимости от природы кислоты. Меньше всего изменяется электропроводность [c.60]

Этот порядок уменьшения силы кислот был определен Кольт-гоффом и Виллманом [21] посредством измерения их электропроводности в уксусной кислоте. По кривым электропроводности (рис. 9-2) можно видеть, что H IO4 значительно сильнее других [c.368]

Весьма вероятно, что равновесие первой реакции, подобно диссоциации НХ в воде, сильно смещено вправо. Однако электропроводность раствора обусловлена второй реакцией, поэтому и трактовка силы кислоты должна основываться на второй реакции. Те же аргументы применимы для растворов в безводной уксусной кислоте, диэлектрическая проницаемость которой равна 6,13. Если такой подход верен, то возникает вопрос, является ли устойчивость ионной пары мерой кислотности. В водной среде (еяа80) ассоциация ионов пренебрежимо мала и играет роль лишь перенос протона. Следовательно, когда мы говорим о кислотности в воде и в растворителе с малой е, речь, по-видимому, идет о совершенно различных вещах, по крайней мере для основных растворителей. По-видимому, трактовка силы кислоты зависит от того, будет ли относительное сродство аниона кислоты к протону того же порядка, что и электростатическое притяжение аниона к сольватированному протону. [c.529]

Кольтгоф и Брукенштейн [123], используя спектрофотометрический и потенциометрический методы исследования, определили константы диссоциации многих кислот в уксусной кислоте. Среди работ отечественных ученых по определению констант диссоциации электролитов в СНзСООН следует особо отметить труды Шкодина с сотрудниками [135]. В этой работе обобщен материал по исследованию электропроводности электролитов в кислых растворителях рассмотрено влияние их на силу кислот, оснований и солей изложена теория влияния кислых растворителей на диссоциацию электролитов дан прогноз применения кислых растворителей в аналитической химии. [c.50]

Однако относительную силу кислот нельзя достаточно охарактеризовать величиной р/Сь поэтому, где это только возможно, следует измерить их электропроводность в каком-либо растворителе, например в уксусной кислоте. Это было сделано для тех перфторалкилированных кислот фосфора и мышьяка, которые можно было получить в безводном состоянии. В табл. 4 указаны их относительные кислотности, рассчитанные на основе величин эквивалентной электропроводности при данной концентрации. [c.63]

В классической теории кислотно-основного катализа полагали, что ион водорода и гидроксил-ион являются единственными эффективными катализаторами, скорость реакции пропорциональна концентрации ионов-катализаторов, а степень диссоциации электролита, в результате которой образуются ионы-катализаторы, задается непосредственно электропроводностью. Эти положения дают хорошее общее описание фактов, но количественное их иопользование приводит к целому ряду противоречий. Следующий этап в изучении кислотно-основного катализа, связанный в основном с именем Брёнстеда, был главным образом этапом выяснения этих противоречий, отчасти с использованием современных взглядов на растворы электролитов, а отчасти путем экспериментального обнаружения новых законов, управляющих явлением катализа. Наиболее важными из этих законов были концепции общего кислотно-основного катализа, а также связь между каталитической активностью и силой кислот и оснований. На этой основе в 1920—1930 гг. была в основном создана систематика кислотно-основного катализа, и поздние исследования лишь незначительно дополнили фундаментальные аспекты явления. Эта часть истории хорошо известна, и мы не будем повторять ее здесь, однако некоторые особые моменты требуют пояснений. [c.163]

Предыдущие соображения не связаны с возможностью гидратации. Они, однако, вполне совместимы с допущением таковой и в этом направлении не дают, следовательно, ответа (см. также стр. 86). Определение степени диссоциации различных веществ сделалось весьма важной задачей 2). Исследованиями Оствальда было ус ановлено, что порядок, в котором кислоты ускоряют омыление уксуснокислого метила или инверсию тростникового са ара и т. д., соответствует последовательности, в которой они располагаются по своему сродству к щелочи последнее было установлено путем термохимических и объемны измерений. Таким образом была получена мера срод тва или силы кислот (а также и оснований). Аррениус исследовал, далее, связь между электропроводностью и способностью вступать в химические реакции, и оказалось, действительно, что сгепень диссоциации находится в тесной связи с химической активностью. [c.83]

Потенциометрическим методом компоненты большинства упо-мянутых выше смесей не определяются следовательно, дифференцирующее действие уксуснокислой среды на силу кислот проявляется более отчетливо при ВЧ-титровании, чем при титровании потенциометрическом [93]. Интересно отметить, что потенциометри-чески серная кислота титруется любыми основаниями как одноосновная [81], в то время как возможность получения двухступенчатой кривой ВЧ-титрования зависит от применяемого титранта. При титровании раствором ацетата тетраэтиламмония серная кислота титруется как одноосновная. Если же в качестве титрантов. применяют растворы более слабых оснований, например, ацетатов щелочных металлов, пиридина и диэтиламина, то серная кислота титруется как двуосновная с двумя отчетливыми точками перегиба [93, рис. 4]. О диссоциации образующихся в процессе нейтрализации кислых и основных солей и оснований можно качественно судить по величине наклона соответствующих ветвей титра-ционных кривых к оси абсцисс. При титровании раствора серной кислоты любыми основаниями до первой точки эквивалентности электропроводность раствора повышается благодаря высокой сте-цени диссоциации кислых солей по сравнению со степенью диссоциации самой кислоты. При этом бисульфаты щелочных металлов диссоциированы приблизительно одинаково и в меньшей степени, нем бисульфаты органических оснований. Третьему участку кривых соответствует система, содержащая постоянное количество сульфата и переменное количество избытка основания. Наклоны этих ветвей кривых приблизительно равны при использовании любых оснований (за исключением ацетата тетраэтиламмония), тго говорит о приблизительно одинаковой силе этих оснований. Это вполне согласуется с выводом о нивелирующем действии уксусной кислоты на силу оснований [76, стр. 326[. [c.164]

При электросинтезе себациновой кислоты электропроводность спиртового раствора обусловлена концентрацией соли моноэфира адипиновой кислоты. Чем больше концентрация, тем выше электропроводность раствора и ниже напряжение на электролизере. По закону Ома напряжение равняется произведению силы тока на сопротивление раствора. Естественно, чем меньше сопротивление раствора, тем больше ток, который при том же напряжении можно пропустить через электролизер. [c.101]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология