Диссоциации слабых кислот и основа ний

Теории индикаторов. На основе теории электролитической диссоциации Оствальд в 1894 г. создал ионную теорию индикаторов. По этой теории кислотно-основные индикаторы рассматривают как слабые органические кислоты, основания и амфотерные соединения, у которых цвет недиссоциированных молекул и ионов имеет различную окраску. Индикаторы-кислоты диссоциируют по уравнению [c.273]

Точные измерения показывают, что даже такая слабая кислота, как уксусная, не сохраняет постоянным значение Кс при изменении концентрации. Классической теорией трудно объяснить зависимость константы диссоциации от температуры. Согласно теории увеличение температуры должно приводить к возрастанию Кс, поскольку в основе теории лежит представление о том, что ионы в растворах ведут себя аналогично газам. Между тем кривая зависимости Кс от температуры, например для случая уксусной кислоты, проходит через максимум. [c.290]

Этот способ вычислений можно использовать, например, для определения pH раствора хлористого аммония. Ион аммония - слабая кислота, диссоциирующая в соответствии с уравнением МН+ 4- Н О + Н . Константа кислотной диссоциации иона аммония составляет 5,5 10 °. Однако, если рассматривать хлористый аммоний как соль слабого основания - аммиака, то можно пользоваться значением константы основной диссоциации аммиака, которая равна 10 V 5,5-10 ° = 1,8-10 , и проводить вычисления на основе формулы (16). [c.86]

Эту методику, очевидно, можно использовать для оценки К при известном Е° она является основой метода Харнеда [11] для определения констант диссоциации слабых кислот и оснований. Применимость этого метода не ограничивается нейтральными кислотами. Однако, когда кислота заряжена, последний член в уравнении (21) может не оказаться малым. В этом случае, чтобы облегчить экстраполяцию, надо подставить подходящее приближение Дебая-Хюккеля, как это было описано выше в настоящем разделе. [c.23]

Если в подвижной фазе присутствует буфер, то диссоциация образца контролируется рКа буфера. Из-за ограниченного диапазона pH, допускаемого при разделении на неподвижных фазах на основе силикагеля, буферными соединениями могут быть только слабые кислоты. Рассмотрим в качестве примера диссоциацию слабой кислоты НА в присутствии буферной кислоты НВ. [c.91]

Форма кривой титрования смеси сильной и слабой кислот, а следовательно, и получаемая информация в значительной мере зависят от силы слабой кислоты. На рис. 10-1 представлены кривые титрования смесей сильной кислоты с различными по силе слабыми кислотами. Заметим, что если константа диссоциации слабой кислоты относительно велика (кривая /), на кривой титрования практически нет скачка в первой точке эквивалентности для таких смесей на основе результатов титрования можно определить только общую кислотность (т. е. НС1 + НА). Один [c.242]

На основе теории электролитической диссоциации к правилу Бертолле следует добавить положение реакция идет до конца , если образуется очень слабый электролит (например, вода, слабая кислота, комплексный ион и др.). [c.195]

Равновесия между слабой кислотой НА или слабым основанием В и растворителем 5Н могут быть рассмотрены на основе реакции НА 5Н = 5Н "Ь А и В -(- 5Н = НВ 5. Соответствующие константы равновесия можно обозначить через /Снд и 1/Д нв+. Однако эти реакции не будут протекать до конца. Сила кислот НА и НВ+ (или оснований А и В) по отношению К кислотным и основным свойствам растворителя определяет, какая из этих реакций будет превалировать. Применение закона действующих масс к этим равновесиям приводит к следующим выражениям для констант диссоциации К я К, [c.314]

Если к раствору слабой кислоты добавлена соль этой кислоты и сильного основания, которая хорошо диссоциирует на ионы, то диссоциация кислоты подавляется и концентрацию молекул СН3СООН можно считать в первом приближении равной концентрации всей находящейся в растворе уксусной кислоты. С другой стороны, поскольку соль СНдСООЫа является сильным электролитом, концентрацию ионов СНзСОО можно считать равной концентрации всей растворенной соли. На основа НИИ сказанного получаем [c.492]

Переход окраски кислотно-щелочных индикаторов и область перехода окраски. Индикаторы ведут себя как слабые кислоты пли слабые основания, диссоциированные и недиссоциированные формы которых имеют разную окраску и строение. Следовательно, индикатор можно сравнить со слабой кислотой или слабым основанием и количественно интерпретировать поведение индикатора на основе приведенного определения. Если недиссоциированная форма индикатора имеет кислотные свойства и обозначается Н1, ее диссоциация выражается тем же самым уравнением, что и для всех слабых кислот [c.34]

Для вывода уравнений кривых титрования используют общие принципы. Во-первых, составляют уравнения, число которых равно числу неизвестных величин (не считая коэффициентов активности ионов), таких, как электронейтральность раствора, произведения активностей ионов воды и осадков, константы диссоциации слабых электролитов (кислот, оснований, комплексов), уравнения материального баланса взятых и полученных веществ. Затем проводят математические преобразования с целью получения одного линейного уравнения той или иной степени, содержащего, не считая коэффициентов активности ионов, одну неизвестную величину — концентрацию одного из ионов. В некоторых случаях не удается получить линейное уравнение, тогда приходят к системам уравнений, доступных для программирования на ЭВМ. Уравнения решают методом последовательных приближений. Сначала проводят вычисления при /= 1. После решения основного уравнения находят концентрации всех других ионов при помощи уравнений, которые положены в основу расчетов. Затем находят ионную силу раствора и вычисляют средний коэффициент активности ионов. После этого повторяют вычисление с учетом коэффициентов активности ионов. После двух-трех приближений значения коэффициентов активностей и равновесных концентраций ионов становятся практически постоянными. [c.40]

Константы диссоциации электролитов могут рассчитываться на основе концентраций молекул и ионов (Кс) или же их активностей (Ка). В первом случае эти константы часто называют классическими, во втором — термодинамическими. Строго говоря, классические константы диссоциации (которые большей частью и указываются в литературе) правильно характеризовали бы электролит лишь при (i = О, т. е. в его бесконечно разбавленном растворе. Однако у слабых электролитов расхождения Кс и Ка обычно невелики (например, при 25 °С для 0,1 М раствора уксусной кислоты Кс = 1,85 lO S, а Ка = 1,70-10 ). Они становятся тем значительнее, чем сильнее рассматриваемый электролит и выше общая концентрация раствора. [c.185]

Минимальный фермент сам по себе имеет сродство к ДНК в основе этого сродства лежит электростатическое взаимодействие между положительно заряженным белком и отрицательно заряженной нуклеиновой кислотой. Возможно, что способность к связыванию любой ДНК независимо от ее нуклеотидной последовательности-характерная особенность всех белков, имеющих специфические участки узнавания на ДНК (гл. 14). Случайная последовательность ДНК, которая связывается РНК-полимеразой, называется слабым участком связывания, а комплекс ДНК фермент закрытым, поскольку ДНК в этом комплексе находится в двухцепочечной форме. Константа связывания при формировании закрытого комплекса в участке слабого связывания составляет 2-10 М а полупериод диссоциации комплекса на фермент и ДНК-около 60 мин. [c.133]

При титровании сильной кислоты в присутствии слабой концентрация ионов водорода в точке эквивалентности определяется диссоциацией слабой кислоты по уравнению (3.21). Расчет последующих точек на кривой титрования ничем не отличается от расчета, приведенного в разделе 10.2.2, поскольку в растворе присутствуют слабая кислота и ее сопряженное основа-Рис. 10.7. Кривая титрования смеси 0,1 М НС1 ние. Кривая титрования и 0,1 М СНзСООН раствором 0,1 М NaOH СМеси НС1 И СНзСООН [c.210]

Своеобразный вид температурной зависимости констант устойчивости координационных соединений и констант диссоциации слабых кислот и оснований обычно толкуют на основе представлений Гэрни. Изменение стандартной энергии Гиббса при комплексообразовании представляют как сумму электростатического и неэлектростатического вкладов [c.314]

Это соотношение служит основой для экспериментального определения кажущихся констант диссоциации слабых кислот и для определения их рК. Следует иметь в виду, что в тех случаях, когда соль образуется непосредственно в результате частичной нейтрализации кислоты основанием, вместо [НА] нужно подставлять не исходную концентрацию, а концентрацию неней-трализованной кислоты. Исходную концентрацию кислоты мы должны подставлять только тогда, когда буфер состоит лишь из кислоты и ее соли и не содержит основания. [c.224]

Хлорноватистая кислота НСЮ — очень слабый электролит, аг-с1, поэтому степень ее диссоциации (без введения СН3СООН) можно рассчитать на основе приближенной формулы [c.258]

Присутствие в любых водных растворах ионов Н3О+ и ОН" существенно влияет на протекающие в них химические процессы. В основе многих химических реакций в водных растворах лежит переход протона от одних молекул или ионов к другим. Прежде всего — это реакции протолитической диссоциации кислот. К ним относятся также реакции гидролиза, когда взаимодействие воды с солью слабой кислоты и сильного основания придает раствору щелочную реакцию, а с солью сильной кислоты и слабого основания — кислую. Другим примером, где в реакции участвуют ионы Н+ или ОН", может служить реакция нейтрализации, на которой основано ацидиметрическое и алка-лиметрическое титрования, широко применяющиеся в объемном анализе. Во многих случаях ионы Н+ оказывают каталитическое действие на химические процессы (омыление эфиров, инверсия тростникового сахара и др.). [c.594]

Еще легче подвергаются гидролизу соли, образованные слабой, кислотой и слабым основа,ние м, например СНзСООЫН . Ионы этой соли одновременно связывают ионы Н+ и ОН , смещая равновесие диссоциации воды [c.170]

Почти все точные данные о зависимости констант диссоциации от температуры были получены путем измерения электродвижунщх сил элементов без жидкостных соединений, содержащих слабые электролиты. Кроме того, все имеющиеся в настоящее время точные значения констант диссоциации для растворов в смесях воды с неводиыми растворителями в широком интервале температур были получены также путем измерения электродвижущих сил элементов без жидкостных соединений. В настоящей главе будут рассмотрены основы этого метода и его применение к определению констант диссоциации воды, слабых кислот п амфолитов в воде и в водных растворах солей, а также в смесях воды с органическими растворителями. Будут описаны методы определения зависимости констант диссоциации от температуры и рассмотрены таблицы термодинамических величин, связанных с реакциями диссоциации. [c.449]

При нейтрализации слабых кислот слабыми основаниями на блюдаются значительные отступления (табл. 17). Это объясняетс5 тем, что происходящие при этом диссоциация кислоты и основа ния, а также образование соли из ионов в тех случаях, когда эта соль мало диссоциирована, также сопровождаются тепловыми эффектами. [c.129]

Анионы алюмосиликата образуют основу отрицательно заряженной глинистой частицы, окруженной сферой положительных компенсирующих ионов водорода. При подкислении среды уменьшается степень диссоциации слабой алюмосиликат ной кислоты и, следовательно, количество ионов, находящихся в диффузном слое. Глинистая взвесь коагулирует. Напротив, подщелачивание придает глинистой взвеси повышенную устойчивость. Вызвать коагуляцию можно в данном случае добавлением положительно заряженных ионов. Зависимость устойчивости дисперсной системы от величины -потенциала частиц характерна для гидрофобных коллоидов. Однако в практике очистки природных и сточных вод нередко приходится иметь дело, с коллоидами гидрофильными, которые не только менее чувсг-Еительны к добавлению электролитов, но и способны оказывать защитное действие по отношению к гидрофобным коллоидам. [c.74]

Наиболее важным методом, используемым для хроматографии кислот, является ионообменная хроматография. Это обусловлено главным образом присутствием карбоксильной группы, ионогенные свойства которой позволяют разделять кислоты на основе различных механизмов ионного обмена. Удерживание анионов органических кислот на анионообменных смолах зависит от их кислотности. Это обстоятельство используется при хроматографическом разделении органических кислот на анионообменных смолах в гидроксильной, карбонатной, формиатной, ацетатной и хлоридной формах. Для элюирования использовали воду, разбавленную муравьиную, уксусную и соляную кислоты или их буферные растворы. Разделение двух кислот тем эффективнее, чем больше разница в их константах диссоциации. Разделение двух слабых кислот происходит наиболее четко в том случае, когда pH элюата на V2 ниже величины /zipKi + pKz), где / l и /Сг — константы диссоциации этих разделяемых кислот [2]. Эффективность разделения можно увеличить, если применять смеси растворителей. Из колонок, наполненных анионооб-менной смолой, органические кислоты элюируются быстрее смесью метанол—вода, чем чистой водой [3]. [c.151]

Экстраполяция производилась с большой осторожностью, Исследовались растворы с концентрацией до 7,5 10 5 моль/л, а коэффициенты активности у+ оценивались с помощью четырех различных методов. Два из них были основаны на уравнении (1.62), которое связывает истинный коэффициент активности у с коэффициентом активности свободных ионов в тех же условиях у+. Степень диссоциации а можно оценить по кондуктометрическим данным, а у[ — на основе теоретической модели. Все четыре метода дали одинаковое значение Е °. Как было показано, чтобы обеспечить надежность результатов, необходимо проводить измерения в области очень низких концентраций [284]. При известном значении Е°, определив э.д.с. указанной выше ячейки, можно получить точное значение анас1. Затем, заменив НС1 на слабую кислоту НА, ее соль М+А и соответствующий хлорид металла M l", можно найти К А [284]. Величину К можно определить непосредственно, измеряя потенциал ячейки при концентрациях СНА = M I =СМА= с. [c.96]

Элементарная теория индикаторов была развита на основе общих представлений об электролитической диссоциации и о равновесии Оствальдом (1891). Позднее она была видоизменена Ганчем (1907). Согласно Оствальду каждый индикатор представляет собой слабую кислоту (HS) и слабое основание (ВОН) с разной окраской нейтральной молекулы и иона. Например уфенолфталеинаН" " и недиссоциированная молекула HS бесцветны, а S окрашен в яркокрасный цвет. В растворе частично идет диссоциация [c.173]

Константа диссоциации. К растворам слабых электролитов, как к равновесным гомвгенным системам, приложим закон действия масс, на основе которого может быть выведена константа равновесия в указанных системах. Например, ионное равновесие в растворе уксусной кислоты выражается уравнением [c.197]

Хотя режим элюирования кислот зависит от их кислотности, удерживаемый объем некоторых кислот значительно отличается от величин, ожидаемых на основании их констант диссоциации. Это явление особенно заметно для ароматических кислот, для которых характерно взаимодействие между ароматическим ядром и ароматическим скелетом анионообменных смол (например, для смол на основе сополимеров стирол—дивинилбензол). Чисто физическая адсорбция слабых органических кислот, которая наблюдается на катионообменных смолах, увеличивается с увеличением молекулярной массы кислоты. Монокар-боновые кислоты адсорбируются сильнее, чем дикарбоновые килоты щавелевая кислота и минеральные кислоты практически не сорбируются [5]. Адсорбция увеличивается с увеличением размера частиц ионообменной смолы и с увеличением концентрации сорбируемой кислоты. Десорбция может стать количественной при элюировании колонки водой. Было найдено, что сродство к молекулярной сорбции кислот на катионообменных смолах увеличивается с уменьшением степени поперечной сшивки ионообменной смолы [6]. Аминокислоты сорбируются особенно сильно вследствие взаимодействия между аминогруппой кислоты и сульфогруппой смолы [7]. Сорбция алифатических кислот на ионообменных смолах на основе полистирола выше, чем на таких же катионообменных смолах, при этом одновременно происходит ионообмен и молекулярная сорбция, причем последняя в удерживании может даже преобладать [8]. Молекулярная сорбция на катионообменных смолах в Н+-форме сильнее, чем на катионообменных смолах в других формах вследствие подавления диссоциации обусловленного более [c.153]

Карбоксилсодержащая смола амберлит ШС-50 — сополимер метакриловой кислоты и дивинилбензола — проявляет более слабые сорбционные свойства по сравнению с ионитами на основе полистирола. При pH > 7 карбоксильные группы находятся в диссоциированной форме, при pH 5 диссоциация почти полностью подавлена, в области pH 5—7 степень диссоциации зависит от pH буферного раствора. [c.408]

Известно, что при облучении ацетона ультрафиолетовым светом (254 нм) происходит диссоциация его на радикалы, которые и взаимодействуют с молекулой уранина, в результате чего образуется, по-видимому, нелюминесцирующее соединение типа лейкооснования. Присутствие в водных растворах гептана, бензола, диэтилового эфира не влияет на фотохимическую реакцию, в то время как присутствие органических кислот (муравьиной, уксусной, монохлоруксусной, трихлоруксусной, пропионовой, щавелевой, янтарной) замедляет ее. Спирты оказывают слабое замедляющее действие. Фотохимическая реакция взаимодействия с ацетоном в водном растворе может быть положена в основу экспрессного аналитического метода количественного определения ацетона в воде. Предел обнаружения ацетона равен 10 %. [c.233]

В зависимости от константы диссоциации ионогенной группы, содержащей в качестве противоиона ион водорода или ион гидроксила, ионообменные смолы подразделяются на сильно и слабо диссоциирующие. Как правило, поведение группы в ионите аналогично поведению соответствующих простых органических веществ. Например, сульфокатионит в Н-форме проявляет свойства сильной кислоты по сравнению с карбоксильным катионитом в Н-форме, подобное соотношение характерно и для фенолсульфо-кислоты и салициловой кислоты. Для анионитов на основе ароматических аминов (слабые основания) и алифатических аминов (сильные основания) наблюдается аналогичное соответствие с основностью анилина и метиламина. Таким образом, катиониты бывают сильнокислотные (—S H- и —Р0(0Н)2-группы) и слабокислотные СООН- и — —ОН-группы . Аниониты, полученные обработкой хлорметилированного полимера триметиламином или диметиламином, являются сильноосновными (почти полностью ионизированными), а при обработке первичными, вторичными или полиаминами — слабоосновными. [c.8]

Мы предполагаем известными основы теории электролитической диссоциации, предложенной Аррениусом для объяснения свойств подобных растворов, и сосредоточим внимание на результатах приложения к равновесным состояниям, устанавливающимся в растворах между ионами и недиссоциированными молекулами электролита, закона дейст1вующих масс. Таким образом, из всего класса электролитов в поле нашего внимания остаются только так называемые слабые электролиты, т. е. вещества, которые в растворах с конечной концентрацией существуют в состоянии лишь частичной диссоциации. Это состояние, лапример, для раствора уксусной кислоты — слабого электролита, может быть выражено уравнением [c.57]

При химических взаимодействиях в растворах всегда образуются смеси электролитов и присутствуют различные ионы. Одни из них образуются в результате диссоциации сильных электролитов, другие — слабых электролитов. Некоторые ионы вступают в реакцию, при этом образуются новые малодиссоциированные соединения, малорастворимые осадки, комплексные соединения или продукты реакций окисления — восстановления. Таким образом, в процессе титрования растворы представляют собой сложные системы, в которых в ряде случаев имеется несколько химических равновесий, в том числе и автопротолиз растворителя. Концентрация ионов зависит от общего состояния системы в каждый момент титрования. Поскольку состояние системы определяется термодинамическими константами, характеризующими химические равновесия, эти величины могут служить критериями применимости методов. К ним относятся константы диссоциации кислот, оснований, амфолитов (в неводных растворах также константы диссоциации солей), константы автопротолиза растворителей, константы нестойкости комплексов, произведения активностей осадков, окислительновосстановительные потенциалы и т. д. Термодинамические величины характеризуют полноту протекания реакций, а следовательно, и значения равновесных концентраций ионов. Теоретические кривые титрования дают возможность устанавливать, при каких значениях указанных констант кривые кондуктометрического титрования имеют излом, позволяющий найти точку эквивалентности. При этом реакции не обязательно должны протекать практически до конца, так как смещение ионных равновесий происходит в продолжение всего процесса титрования. Поэтому в основу кондуктометрических определений могут быть положены реакции в какой-то мере обратимые, что недопустимо в ряде случаев при использовании классических химических методов и некоторых физико-химиче-ских методов анализа. [c.38]