Диссоциации слабых нестойкости ком

Таблица 8. Константы диссоциации воды в некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах ЗЗГ Таблица 9. Произведение растворимости малорастворимых веществ 332 Таблица 10. Области перехода некоторых индикаторов 332 Таблица И. Степень гидролиза солей 333. Таблица 12. Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем 335 Таблица 13. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов 335. Таблица 14. Растворимость КаС1 и КгСггО 335 Таблица 15. Растворимость некоторых солей и оснований в воде 336 Таблица 16. Стандартная энтальпия образования некоторых веществ 336

Константы нестойкости комплексных ионов являются мерой их относительной устойчивости, подобно тому как константы диссоциации слабых электролитов являются мерой их относительной силы. Так, сопоставляя рК и константы нестойкости двух однотипных комплексных ионов, например [c.98]

Как и в случае слабых электролитов, диссоциация комплексов протекает ступенчато и каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой нестойкости [c.171]

Потенциометрические кривые могут быть использованы для количественной оценки результатов титрования и для получения физико-химических величин константы диссоциации слабой кислоты, pH при титровании многоосновных кислот с учетом гидролиза, растворимости малорастворимых солей, константы нестойкости комплекса. Используя потенциометрические кривые реакции окисления — восстановления, можно рассчитать стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, константы равновесия электродных реакций, энергию Гиббса и т. п. Если проводить потенциометрическое титрование в небольшом интервале температур, то по кривым титрования можно определить температурный коэффициент э. д. с., энергию Гиббса, тепловой эффект и реакции. [c.314]

Рациональное использование комплексообразования в аналитической химии стало возможным с тех пор как было показано, что процесс этот обратимый и подчиняется закону действия масс. В дальнейшем были определены константы диссоциации, или, как их обычно называют, константы нестойкости многих комплексных ионов. Используя эти константы, можно путем подсчетов, аналогичных тем, которые были разобраны для случая слабых кислот и оснований, установить концентрации компонентов диссоциации комплекса найти пути снижения или увеличения этих концентраций в той же мере, в какой это необходимо по условиям анализа наконец, связать любое равновесие комплексообразования с любым другим равновесием, в котором участвуют простые ионы или молекулы, образующие комплексный ион. Значения констант нестойкости (К) ряда комплексных ионов и показателей нестойкости (р/С = —приведены в табл. IV. Чем больше показатель и чем меньше константа нестойкости комплексного соединения, тем оно устойчивее, тем меньше частиц, его составляющих, находится в равновесном растворе. [c.109]

Устойчивые комплексные ионы значительно различаются по относительной способности диссоциировать на составные части. Диссоциация достаточно устойчивых комплексных ионов, как и диссоциация слабых электролитов, может быть количественно охарактеризована константами равновесий, которые называются в этом случае ступенчатыми константами нестойкости. Очевидно, чем большую устойчивость проявляет комплексный ион, тем меньше его константа нестойкости, и наоборот. [c.97]

До сих пор шла речь об общих константах нестойкости и устойчивости, относящихся к распаду комплекса на конечные продукты. В действительности же в растворах имеет место ступенчатая диссоциация комплекса, аналогично ступенчатой диссоциации слабых электролитов, например, многоосновных кислот. [c.602]

В общем случае приходится решать задачу о вычислении растворимости по данному значению произведения растворимости в определенной последовательности. При этом прежде всего устанавливают, какие простые ионы переходят в раствор при растворении данного вещества, затем находят в таблицах констант диссоциации слабых кислот и оснований и в таблицах констант нестойкости комплексных соединений все необходимые для расчета константы. После этого приступают к вычислению растворимости, учитывая все процессы, ведущие к превращению данного твердого вещества в различные переходящие в раствор частицы. [c.169]

Из уравнения 25 видно, что константа равновесия равна отношению константы нестойкости комплекса MeR к константе диссоциации слабой кислоты HR, т. е. [c.403]

Вторичная диссоциация как диссоциация слабых электроли тов подчиняется закону действия масс и характеризуется соответствующей константой диссоциации, называемой константой нестойкости комплексного иона, например [c.50]

Концентрация ионов [Ag(NH3)2l практически совпадает с концентрацией с комплексной соли. Ион [Ag(NH3)2] диссоциирует как слабый электролит, и константа нестойкости при полной диссоциации равна [c.383]

Как и в случае слабых электролитов, диссоциация комплексных ионов может быть описана на основе закона действия масс — с помощью соответствующей константы равновесия, называемой константой нестойкости комплекса [c.170]

В литературе имеются указания на то, что в безводном ацетонитриле и водородный, и хлорсеребряный электроды дают неправильные результаты, однако стеклянный электрод позволяет получить ценные сведения . Хлорная кислота, по-видимому, является единственной из всех неорганических кислот, которая полностью диссоциирует в ацетонитриле [50]. Другие кислоты относятся к относительно слабым (кажущиеся константы диссоциации соляной и азотной кислот имеют порядок 10 ). Вероятно, начальное равновесие диссоциации описывается уравнением 2НА Н+- -АНА-. К сожалению, растворы кислот в ацетонитриле не стабильны. Этот факт не получил удовлетворительного объяснения. Нестойкость растворов кислот приводит к уменьшению во времени концентрации ионов водорода [51]. [c.199]

Другими словами, диссоциация веществ АВ происходит по схеме, разработанной нами для слабых электролитов. Вещество АВ образует продукт присоединения с растворителем, который затем диссоциирует на ионы. Считая, что непроводящая ток часть электролита определяется концентрацией вещества (АВ) и (АВЗ) и обозначая константу нестойкости, деленную на молярность растворителя,/<5 = К сст они приходят к заключению, что обычные константы диссо- [c.601]

Комплексные ноны диссоциируют в растворе, как слабые электролиты — ступенчато, причем каждая ступень диссоциации может быть охарактеризована константами диссоциации, которые для комплексных соединений называют константами нестойкости. Например [c.323]

Диссоциация ионов [Ag(NH3)2]+, согласно приведенному выше уравнению, как и диссоциация всякого слабого электролита, подчиняется закону действия масс и может быть охарактеризована соответствующей константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона [c.601]

Комплексные ионы диссоциируют как слабые электролиты. Их диссоциация подчиняется закону действия масс и с количественной стороны характеризуется константой, которая носит название константы нестойкости комплекса. [c.308]

Подробному исследованию физиологической активности многочисленных производных индола предшествовало выделение 3-индолилуксусной -кислоты из продуктов жизнедеятельности дрожжей, плесневых грибов и бактерий. Она получила название гетероауксина [1, 2]. Позднее гетероауксин был обнаружен и в растительных тканях [3—5]. 3-Индолилуксусная кислота представляет собою бесцветные, быстро розовеющие на свету кристаллы с т. пл. 168—169 °С (с разложением). Техническая 3-индолилуксусная кислота — порошок светло-коричневого цвета с желтоватым или розовым оттенком с т. пл. 158—160 °С. Несмотря на то, что технический продукт обычно содержит до 8% различных примесей, по своей физиологической активности он не уступает химически чистому веществу. 3-Индолилуксусная кислота плохо растворяется в холодной воде, бензоле, хлороформе, бензине. Значительно лучше растворяется она в этилацетате, спирте и эфире. Гетероауксин — слабая кислота, имеющая константу диссоциации К=2- 10 . ее калиевая, натриевая и аммониевая соли хорошо растворяются в воде и значительно устойчивее при хранении, чем свободная кислота. Вследствие этого рекомендуется применять 3-индолилуксусную кислоту в виде калиевой соли [6. 7]. Гетероауксин — весьма нестойкое вещество и в присутствии минеральных кислот быстро осмоляется и теряет активность. При этом, по-видимому, образуются произ- [c.577]

Диссоциация комплексных ионов подобно диссоциации слабых электролитов представляет собой обратимый процесс, приводящий к равновесному состоянию между комплексными ионами и продуктами его диссоциации. Поэтому этот процесс может быть охарактеризован соответствующей константой равновесия, которая называется константой нестойкости комплексного иона Кн). Например, константа нестойкости медноаммиачного и серебряноцианистого ионов имеет следующее выражение [c.50]

Влияние аддендаани-она на поведение данной окислительно - восстановительной системы в кислых растворах зависит от значений констант нестойкости комплексов, образуемых адден-дом, константы диссоциации слабой кислоты(если аддендом является анион слабой кислоты), от концентрации ионов водорода и от концентрации аниона кислоты, создающей среду, если последний может образовывать комплексы с потенциалопределяющими ионами системы. [c.50]

Потенциометрическое титрование. С помощью потенциометрич. титрования можно решать задачи как аналитич., напр, определение концентрации каждого из нескольких веществ, присутствующих в растворе, так и физико-химич. определение кажущихся констант диссоциации слабых к-т и оснований, констант нестойкости комплексов, произведений растворимости, нормальных окислительных потенциалов. Все эти величины называются кажущимися потому, что при их расчете не принимаются во внимание коэфф. активности ионов и погрешность измерения за счет диффузионного потенциала. В зависимости от типа реакции методы потенциометрич, титрования подразделяются по типам реакций на осаждение, комплексообразование, окисление и восстановление, а также на алкалиметрию и ациди-метрию. [c.141]

В [136] на основе модифицированной волновой теории развит резонансный подход, состоящий в том, что рассматривается физическая модель процесса, в котором два атома Н, соединяясь, образуют нестойкое колебательнорезонансное переходное состояние. Этот нестойкий активированный комплекс в ходе последовательных столкновений стабилизируется с переходом в связанное основное состояние. Вклад вращательных и поступательных степеней свободы не учитывается. Недостатки подхода заключаются в том, что, во-первых, результаты практических расчетов слабо зависят от параметров потенциальной функции, во-вторых, сечение соударения рассчитывается без учета возможностей перехода в разные состояния (т, е, пренебрегается многоканальностью выхода), в-третьих, неучет влияния континуума, т, е, столкнови-тельной диссоциации резонансных состояний и прямой рекомбинации из нерезонансных состояний, не позволяет успешно распространить подход на область высоких температур, Да и в области низких температур теория предсказывает в температурной зависимости коэффициента скорости наличие локального максимума в районе (65— 70) К — прогноз, не получивший экспериментального подтверждения [105], [c.262]

Зная константы нестойкости комплексного иона и его концентрацию, можно приближенно вычислить конпентрацию молекул -и менее сложных ионов, являющихся продуктами 010 ступенчатой диссоциации. Ход вычислений полностью совпадает при этом с ранее рассмотренной методикой определения ионного состава в растворах слабых электролитов, в частпостн многоосновных кислот. Так, вычисление концентраций составных частей двухлигандного комплекса аналогично вычислению концентраций ионов в растворе двухосновной слабой кислоты и соответственно трехлигандного комплекса — определению концентраций ионов в растворе трехосновной кислоты и т. д. [c.99]

Теллуристая кислота Н2ТеОз выпадает в виде белого аморфного осадка при подкистении растворов теллуритов щелочных металлов, а также при гидролизе тетрагалогенидов теллура. Почти не растворяется в воде (10 моль/л при 18°). Это очень нестойкое соединение даже при комнатной температуре идет частичное обезвоживание. Однако под водой сохраняется длительное время без изменения. При нагревании легко обезвоживается до ТеО 2. Слабее сернистой и селенистой кислот /С1=3 10" , К2= 17]. Константа диссоциации ее как основания 2 10" [1 ] [c.98]

Далее, в одном из последних обзоров Изучение ионов в чистых и смешанных растворителях методом ЯМР , Дж. Ф. Хинтон и Е. С. Эмис [37 систематизировали имеющиеся в литературе до 1967 г. данные об эффекте несоответствия и снова рассмотрели его с позиции теории О. Я. Самойлова, сопоставляя энергетику ближних взаимодействий, связанную с расположением ближайших к центральному атому частиц в растворе комплекса (траис-п цисвлияние, сольватация), ответственную за кинетические свойства комплекса и полную энергию взаимодействия частиц в растворе, от которой зависят термодинамические свойства и на которые аранжировка частиц влияет слабо. Принципиально это рассмотрение не отличается от проведенного А. А. Гринбергом анализа константы нестойкости комплекса как частного от деления констант скоростей рекомбинации и диссоциации комплексного иона, сделанного им в статье К вопросу о соотношении между прочностью и реакционной способностью комплексных соединений [38]. [c.55]

Если в ионообменной реакции RA-Ь В+RB + А один из ионов (или оба, но в различной степени) связывается в недиссоции-рованное соединение или выводится в третью фазу, равновесие оказывается сдвинутым в сторону удаления иона. Эффективная концентрация этого иона определяется одновременно двумя или несколькими реакциями, в которые рн вступает обмен ионов между фазами ионита и раствора с распределением, соответствующим положению конкурирующих ионов в лиотропном ряду и количественному составу системы образование педиссоциированиого соединения с определенной константой диссоциации образование новой фазы труднорастворимого соединения с определенной растворимостью и произведением растворимости и т. д. Степень связывания иона по конкурирующим реакциям обычно резко различна, и равновесные составы фаз определяются чаще всего одной реакцией, обусловливающей наиболее глубокий вывод иона из сферы реакции. Собственно ионообменная реакция в таких системах оказывается чаще всего наиболее слабым взаимодействием, так как величины коэффициентов обмена ионов (обычно в пределах 0,1—10) не могут заметно изменить распределения, вызываемого образованием прочных комплексов или недиссоциированных молекул с константами нестойкости или диссоциации менее 10 . Однако при слабом комплексообразо-вании или существенно неполном выводе иона в осадок стандартные величины коэффициентов обмена приобретают значимость. [c.52]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология