Дисоціація слабких кислот або підстав залежить від реакції середовища, тому при різних значеннях рН в розчинах буде знаходитися різну кількість молекул і іонів індикатора. [1]
При дисоціації слабких кислот велика частина кислоти в розчині знаходиться саме в вигляді цих продуктів приєднання. [2]
При дисоціації слабких кислот головна маса кислоти в розчині знаходиться саме в вигляді цих продуктів приєднання. [3]
При дисоціації слабких кислот велика частина кислоти в розчині знаходиться саме в вигляді цих продуктів приєднання. [4]
Константу дисоціації слабкої кислоти можна визначити по експериментально виміряним рН її розчинів відомої концентрації або по кривій титрування кислоти лугом. [6]
Ступінь дисоціації слабких кислот зазвичай піддається виміру набагато легше. Про кислотності слабких кисневмісних кислот можна судити по їх константі іонізації в водних розчинах; подібні дані наводяться в табл. 20.5. У цьому випадку також простежується закономірний зв'язок між іонним потенціалом гіпотетичного центрального іона і силою кислоти. [8]
Константи дисоціації слабких кислот і підстав незначно змінюються з температурою, тому рН буферних розчинів, складених з слабкої кислоти і її солі, також мало змінюється. Але рН буферних сумішей, складених з слабкої основи і його солі, знижується з підвищенням температури. [9]
Ступінь дисоціації слабкої кислоти в присутності її солі сильно знижується. [10]
Константи дисоціації слабких кислот можуть бути обчислені з експериментальних значень електрорухомий сил елементів без рідинних сполук, що містять небуферние або буферні розчини. [11]
Константа дисоціації слабкої кислоти у водному розчині складним чином залежить від температури. Часто в інтервалі 0 - 60 С спостерігається максимум (у оцтової та мурашиної кислоти при 25 С, у пропіонової кислоти при 20 С, у олійною при 10 С. Запропоновано кілька пояснень появи максимуму. Одне з них засноване на зміні знака ентальпії розчинення. Це викликано протилежним характером температурних залежностей двох одночасно протікаючих процесів: електролітичноїдисоціації молекул і гідратації утворюються іонів. [12]
Константа дисоціації слабкої кислоти у водному розчині складним чином залежить від температури. Часто в інтервалі 0 - 60 С спостерігається максимум: у оцтової та мурашиної кислоти при 25 С, у пропіонової кислоти при 20 С, у олійною при 10 С. Запропоновано кілька пояснень появи максимуму. Одне з них засноване на зміні знака ентальпії розчинення. Це викликано протилежним характером температурних залежностей двох одночасно протікаючих процесів: електролітичноїдисоціації молекул і гідратації утворюються іонів. [13]
Константи дисоціації слабких кислот можуть бути обчислені з експериментальних значень електрорухомий сил елементів без рідинних сполук, що містять небуфорнио або буферні розчини. [14]
Константи дисоціації слабких кислот і підстав зазвичай дуже малі, тому було запропоновано користуватися силовим показником р / (: р / С - lg К. [15]
Сторінки: 1 2 3 4