Luku 20

20.1. Toimivien massojen laki

Tutustuit massatoiminnan lakiin tutkimalla palautuvien kemiallisten reaktioiden tasapainoa (luku 9 § 5). Muista, että vakiolämpötilassa palautuva reaktio

a A+ b B d D+ f F

massatoiminnan laki ilmaistaan ​​yhtälöllä

Tiedät, että massatoiminnan lakia sovellettaessa on tärkeää tietää, missä aggregaatiotilassa reaktioon osallistuvat aineet ovat. Mutta ei vain sitä: faasien lukumäärä ja suhde tietyssä kemiallisessa järjestelmässä on tärkeitä. Reaktiot jaetaan vaiheiden lukumäärän mukaan homofaasinen, ja heterofaasi. Heterofaasisten joukossa, kiinteä faasi reaktiot.

Homofaasinen reaktio Kemiallinen reaktio, jossa kaikki osallistujat ovat samassa vaiheessa.

Tällainen faasi voi olla kaasujen seos (kaasufaasi) tai nestemäinen liuos (nestefaasi). Tällöin kaikilla reaktioon osallistuvilla hiukkasilla (A, B, D ja F) on kyky suorittaa kaoottista liikettä toisistaan ​​riippumatta ja reversiibeli reaktio etenee läpi koko reaktiojärjestelmän tilavuuden. Ilmeisesti tällaiset hiukkaset voivat olla joko kaasumaisten aineiden molekyylejä tai molekyylejä tai ioneja, jotka muodostavat nesteen. Esimerkkejä palautuvista homofaasireaktioista ovat ammoniakin synteesin reaktiot, kloorin poltto vedyssä, ammoniakin ja rikkivedyn välinen reaktio vesiliuoksessa jne.

Jos ainakin yksi reaktioon osallistuva aine on eri faasissa kuin muut aineet, niin palautuva reaktio etenee vain rajapinnalla ja sitä kutsutaan heterofaasireaktioksi.

heterofaasinen reaktio- kemiallinen reaktio, jonka osallistujat ovat eri vaiheissa.

Palautuvia heterofaasisia reaktioita ovat reaktiot, joissa on mukana kaasumaisia ​​ja kiinteitä aineita (esim. kalsiumkarbonaatin hajoaminen), nestemäisiä ja kiinteitä aineita (esim. saostuminen bariumsulfaattiliuoksesta tai sinkin reaktio suolahapon kanssa), sekä kaasumaisia ​​ja nestemäisiä aineita.

Erityinen heterofaasireaktioiden tapaus ovat kiinteäfaasireaktiot, eli reaktiot, joissa kaikki osallistujat ovat kiinteitä.

Itse asiassa yhtälö (1) pätee mille tahansa reversiibelille reaktiolle riippumatta siitä, mihin luetelluista ryhmistä se kuuluu. Mutta heterofaasireaktiossa järjestetymmässä vaiheessa olevien aineiden tasapainopitoisuudet ovat vakioita ja ne voidaan yhdistää tasapainovakioksi (ks. luku 9 § 5).

Siis heterofaasireaktiolle

a A g+ b B kr d D r+ f F kr

massatoiminnan laki ilmaistaan ​​suhteella

Tämän suhteen tyyppi riippuu siitä, mitkä reaktioon osallistuvat aineet ovat kiinteässä tai nestemäisessä tilassa (nestemäisiä, jos muut aineet ovat kaasuja).

Massavaikutuslain (1) ja (2) lausekkeissa hakasulkeissa olevat molekyylien tai ionien kaavat tarkoittavat näiden hiukkasten tasapainopitoisuutta kaasussa tai liuoksessa. Tässä tapauksessa pitoisuudet eivät saa olla suuria (enintään 0,1 mol/l), koska nämä suhteet pätevät vain ideaalikaasuille ja ihanteellisille liuoksille. (Korkeilla pitoisuuksilla massavaikutuksen laki pysyy voimassa, mutta pitoisuuden sijaan on käytettävä toista fyysistä suuretta (ns. aktiivisuutta), joka ottaa huomioon kaasuhiukkasten tai liuosten väliset vuorovaikutukset. Aktiivisuus ei ole verrannollinen pitoisuuteen ).

Massavaikutuksen lakia ei voida soveltaa vain palautuviin kemiallisiin reaktioihin, vaan myös monet palautuvat fysikaaliset prosessit noudattavat sitä, esimerkiksi yksittäisten aineiden rajapinnan tasapainot niiden siirtyessä aggregaatiotilasta toiseen. Joten, palautuva haihtumisprosessi - veden tiivistyminen voidaan ilmaista yhtälöllä

H 2 O f H 2 O g

Tätä prosessia varten voimme kirjoittaa tasapainovakion yhtälön:

Tuloksena oleva suhde vahvistaa erityisesti fysiikasta tuntemasi väitteen, että ilman kosteus riippuu lämpötilasta ja paineesta.

20.2. Autoprotolyysivakio (ioninen tuote)

Toinen tuntemasi massatoiminnan lain sovellus on autoprotolyysin määrällinen kuvaus (X luku § 5). Tiesitkö, että puhdas vesi on homofaasitasapainossa?

2H 2OH 3 O + + OH -

jonka kvantitatiiviseen kuvaukseen voit käyttää massatoiminnan lakia, jonka matemaattinen lauseke on autoprotolyysivakio(ionituote) vedestä

Autoprotolyysi on ominaista paitsi vedelle, myös monille muille nesteille, joiden molekyylit ovat vetysidoksilla, esimerkiksi ammoniakille, metanolille ja fluorivetylle:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -	K(NH3) = 1,91. 10–33 (–50 o С);
2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O -	K(CH30H) = 4,90. 10-18 (25 o C);
2HF H 2 F + + F -	K(HF) = 2,00. 10-12 (0 o C).

Näille ja monille muille aineille tunnetaan autoprotolyysivakiot, jotka otetaan huomioon valittaessa liuotinta erilaisiin kemiallisiin reaktioihin.

Autoprotolyysivakiota usein käytetty symboli on K S.

Autoprotolyysivakio ei riipu teoriasta, jossa autoprotolyysi tarkastellaan. Tasapainovakioiden arvot päinvastoin riippuvat käytetystä mallista. Varmistamme tämän vertaamalla veden autoprotolyysin kuvausta protolyyttisen teorian mukaan (vasen sarake) ja vanhentuneen, mutta edelleen laajalti käytetyn elektrolyyttisen dissosiaatioteorian mukaan (oikea sarake):

Elektrolyyttisen dissosiaation teorian mukaan oletettiin, että vesimolekyylit hajoavat (hajoavat) osittain vety- ja hydroksidi-ioneiksi. Teoria ei selittänyt tämän "hajoamisen" syitä tai mekanismia. Nimeä "autoprotolyysivakio" käytetään yleensä protolyyttisessä teoriassa ja "ionituote" elektrolyyttisen dissosiaation teoriassa.

20.3. Happamuus- ja emäksisyysvakiot. Vetyilmaisin

Massatoiminnan lakia käytetään myös eri aineiden happo-emäsominaisuuksien kvantifiointiin. Protolyyttisessä teoriassa tähän käytetään happamuus- ja emäksisyysvakioita, ja elektrolyyttisen dissosiaation teoriassa - dissosiaatiovakiot.

Tiedät jo, kuinka protolyyttinen teoria selittää kemikaalien happo-emäs-ominaisuudet (luku XII § 4). Verrataan tätä lähestymistapaa elektrolyyttisen dissosiaation teorian lähestymistapaan esimerkissä syaanivetyhapon HCN - heikon hapon palautuva homofaasireaktio veden kanssa (vasemmalla - protolyyttisen teorian mukaan, oikealla - teorian mukaan elektrolyyttinen dissosiaatio):

HCN + H 2 O H 3 O + + CN - K K(HCN) = K C. == 4,93. 10-10 mol/l

HCN H + + CN – Tasapainovakio K C tässä tapauksessa kutsutaan dissosiaatiovakio(tai ionisaatiovakio), merkitty Vastaanottaja ja on yhtä suuri kuin protolyyttisen teorian happamuusvakio. K = 4,93. 10-10 mol/l

Elektrolyyttisen dissosiaatioteoriassa heikon hapon () protolyysiastetta kutsutaan dissosiaatioaste(jos vain tämä teoria pitää annettua ainetta happona).

Protolyyttisessä teoriassa emäksen karakterisoimiseksi voit käyttää sen emäksisyysvakiota tai tulla toimeen konjugaattihapon happamuusvakiolla. Elektrolyyttisen dissosiaation teoriassa emäksinä pidettiin vain aineita, jotka dissosioituvat liuoksessa kationiksi ja hydroksidi-ioneiksi, joten esimerkiksi oletettiin, että ammoniakkiliuos sisältää "ammoniumhydroksidia" ja myöhemmin - ammoniakkihydraattia.

NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - K O (NH 3) \u003d K C . = 1.74. 10-5 mol/l

NH3. H 2 O NH 4 + + OH - Tasapainovakio K C ja tässä tapauksessa kutsutaan dissosiaatiovakioksi, merkitty Vastaanottaja ja on yhtä suuri kuin emäksisyysvakio. K = 1,74. 10-5 mol/l Tässä teoriassa ei ole konjugaattihapon käsitettä. Ammoniumionia ei pidetä happona. Ammoniumsuolojen liuosten hapan ympäristö selittyy hydrolyysillä.

Vielä vaikeampaa elektrolyyttisen dissosiaation teoriassa on muiden aineiden, jotka eivät sisällä hydroksyylejä, kuten amiinien (metyyliamiini CH 3 NH 2, aniliini C 6 H 5 NH 2, jne.) perusominaisuuksien kuvaus.

Liuosten happamien ja emäksisten ominaisuuksien karakterisoimiseksi käytetään toista fysikaalista määrää - PH arvo(merkitty pH:lla, lue "ph"). Elektrolyyttisen dissosiaation teorian puitteissa vetyindeksi määritettiin seuraavasti:

pH = -lg

Tarkempi määritelmä, kun otetaan huomioon vetyionien puuttuminen liuoksessa ja mahdottomuus ottaa mittayksiköiden logaritmeja:

pH = -lg()

Olisi oikeampaa kutsua tätä arvoa "oksoniumiksi", ei pH-arvoksi, mutta tätä nimeä ei käytetä.

Se määritellään samalla tavalla kuin vety hydroksidi-indeksi(merkitty pOH:lla, lue "pe oash").

pOH = -lg()

Vety- ja hydroksidi-indeksien lausekkeissa suuren numeerista arvoa ilmaisevia kiharasulkuja ei useinkaan laita, vaan unohdetaan, että fysikaalisten suureiden logaritmia on mahdotonta ottaa.

Koska veden ionituote on vakioarvo ei vain puhtaassa vedessä, vaan myös laimeissa happojen ja emästen liuoksissa, vety- ja hydroksidiindeksit ovat yhteydessä toisiinsa:

K (H 2 O) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = -14
pH + pOH = 14

Puhtaassa vedessä = = 10-7 mol/l, joten pH = pOH = 7.

Happamassa liuoksessa (happamassa liuoksessa) on ylimäärä oksoniumioneja, niiden pitoisuus on suurempi kuin 10 -7 mol / l ja siksi pH< 7.

Emäsliuoksessa (emäksisessä liuoksessa) päinvastoin on ylimäärä hydroksidi-ioneja, minkä seurauksena oksoniumionien pitoisuus on alle 10-7 mol/l; tässä tapauksessa pH > 7.

20.4. Hydrolyysin vakio

Elektrolyyttisen dissosiaation teorian puitteissa reversiibeliä hydrolyysiä (suolojen hydrolyysiä) pidetään erillisenä prosessina, kun taas hydrolyysitapaukset erotetaan.

• vahvan emäksen ja heikon hapon suolat
• heikon emäksen ja vahvan hapon suolat ja
• heikon emäksen ja heikon hapon suolat.

Tarkastellaan näitä tapauksia rinnakkain protolyyttisen teorian ja elektrolyyttisen dissosiaation teorian puitteissa.

Vahvan emäksen ja heikon hapon suola

Tarkastellaan ensimmäisenä esimerkkinä KNO 2:n, vahvan emäksen ja heikon yksiemäksisen hapon suolan, hydrolyysiä.

K+, NO2- ja H20. NO 2 - on heikko emäs ja H 2 O on amfolyytti, joten palautuva reaktio on mahdollista NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, jonka tasapainoa kuvaa nitriitti-ionin emäksisyysvakio ja se voidaan ilmaista typpihapon happamuusvakiolla: K o (NO 2 -) \u003d

Kun tämä aine liukenee, se dissosioituu palautumattomasti K+- ja NO 2 --ioneiksi: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Kun liuoksessa on samanaikaisesti H + ja NO 2 - -ioneja, tapahtuu palautuva reaktio H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Hydrolyysireaktion tasapainoa kuvaa hydrolyysivakio ( K h) ja se voidaan ilmaista dissosiaatiovakiolla ( Vastaanottaja e) typpihappo: K h = Kc . =

Kuten näette, tässä tapauksessa hydrolyysivakio on yhtä suuri kuin perushiukkasen emäksisyysvakio.

Huolimatta siitä, että palautuva hydrolyysi tapahtuu vain liuoksessa, se "suppressoituu" täysin, kun vesi poistetaan, ja siksi on mahdotonta saada tämän reaktion tuotteita elektrolyyttisen dissosiaatioteorian, molekyylihydrolyysin, puitteissa. yhtälö on myös kirjoitettu:

KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2

Toisena esimerkkinä harkitse Na 2CO 3:n, vahvan emäksen ja heikon kaksiemäksisen hapon suolan, hydrolyysiä. Tässä ajatuslinja on täsmälleen sama. Molempien teorioiden puitteissa saadaan ioninen yhtälö:

CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -

Protolyyttisessä teoriassa sitä kutsutaan karbonaatti-ionien protolyysiyhtälöksi ja elektrolyyttisen dissosiaatioteorian puitteissa natriumkarbonaatin hydrolyysin ioniyhtälöksi.

Na2CO3 + H20 NaHC03 + NaOH

Karbonaatti-ionin emäksisyysvakiota TED:n puitteissa kutsutaan hydrolyysivakioksi ja se ilmaistaan ​​"hiilihapon dissosiaatiovakiolla toisessa vaiheessa", eli hiilikarbonaatti-ionin happamuusvakiolla.

On huomattava, että näissä olosuhteissa HCO 3-, koska se on erittäin heikko emäs, ei käytännössä reagoi veden kanssa, koska mahdollista protolyysiä estää erittäin vahvojen emäshiukkasten, hydroksidi-ionien läsnäolo liuoksessa.

Heikon emäksen ja vahvan hapon suola

Harkitse NH 4 Cl:n hydrolyysiä. TED:n puitteissa se on heikon monohappoemäksen ja vahvan hapon suola.

Tämän aineen liuoksessa on hiukkasia: NH4+, Cl- ja H20. NH 4 + on heikko happo ja H 2 O on amfolyytti, joten palautuva reaktio on mahdollinen NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, jonka tasapainoa kuvaa ammoniumionin happamuusvakio ja se voidaan ilmaista ammoniakin emäksisyysvakiolla: K K (NH 4+) \u003d

Kun tämä aine liukenee, se dissosioituu palautumattomasti NH4+- ja Cl-ioneiksi: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - Vesi on heikko elektrolyytti ja hajoaa palautuvasti: H 2 O H + + OH - NH4 + + OH - NH3. H2O Lisäämällä näiden kahden reversiibelin reaktion yhtälöt ja tuomalla samanlaiset termit, saamme ionihydrolyysiyhtälön NH4 + + H20NH3. H2O+H+ Hydrolyysireaktion tasapainoa kuvaa hydrolyysivakio ja se voidaan ilmaista ammoniakkihydraatin dissosiaatiovakiolla: K h =

Tässä tapauksessa hydrolyysivakio on yhtä suuri kuin ammoniumionin happamuusvakio. Ammoniakkihydraatin dissosiaatiovakio on yhtä suuri kuin ammoniakin emäksisyysvakio.

Hydrolyysin molekyyliyhtälö (TED:n puitteissa): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl

Toinen esimerkki tämän tyyppisten suolojen hydrolyysireaktiosta on ZnCl2:n hydrolyysi.

Tämän aineen liuoksessa on hiukkasia: Zn2+ aq, Cl- ja H20. Sinkki-ionit ovat akvakaatioita 2+ ja heikkoja kationisia happoja, ja H 2 O on amfolyytti, joten palautuva reaktio on mahdollinen 2 = + H 2 O + + H 3 O +, jonka tasapainoa kuvaa sinkkivesien happamuusvakio ja se voidaan ilmaista triakvahydroksosinkki-ionin emäksisyysvakiolla: K K(2+) = =

Kun tämä aine liukenee, se dissosioituu palautumattomasti Zn 2+ - ja Cl - ioneiksi: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - Vesi on heikko elektrolyytti ja hajoaa palautuvasti: H 2 O H + + OH - Kun liuoksessa on samanaikaisesti OH - ja Zn 2+ -ioneja, tapahtuu palautuva reaktio Zn 2+ + OH - ZnOH + Lisäämällä näiden kahden reversiibelin reaktion yhtälöt ja tuomalla samanlaiset termit, saamme ionihydrolyysiyhtälön Zn 2+ + H 2O ZnOH + + H+ Hydrolyysireaktion tasapainoa kuvaa hydrolyysivakio ja se voidaan ilmaista "sinkkihydroksidin dissosiaatiovakiolla toisessa vaiheessa": K h =

Tämän suolan hydrolyysivakio on yhtä suuri kuin sinkkivesiliuoksen happamuusvakio ja sinkkihydroksidin dissosiaatiovakio toisessa vaiheessa on yhtä suuri kuin +-ionin emäksisyysvakio.

.+-ioni on heikompi happo kuin 2+-ioni, joten se ei käytännössä reagoi veden kanssa, koska tämä reaktio vaimenee johtuen oksoniumionien läsnäolosta liuoksessa. TED:n puitteissa tämä lausunto kuulostaa tältä: "sinkkikloridin hydrolyysi toisessa vaiheessa ei käytännössä mene" .

Hydrolyysin molekyyliyhtälö (TED:n puitteissa):

ZnCl2 + H20 Zn(OH)Cl + HCl.

Heikon emäksen ja heikon hapon suola

Ammoniumsuoloja lukuun ottamatta sellaiset suolat ovat yleensä veteen liukenemattomia. Tarkastellaan siksi tämäntyyppisiä reaktioita käyttämällä esimerkkinä ammoniumsyanidia NH 4 CN.

Tämän aineen liuoksessa on hiukkasia: NH4+, CN- ja H20. NH 4 + on heikko happo, CN - on heikko emäs ja H 2 O on amfolyytti, joten tällaiset palautuvat reaktiot ovat mahdollisia: NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, (1) CN - + H 2 O HCN + OH - , (2) NH4 + + CN - NH3 + HCN. (3) Viimeinen reaktio on edullinen, koska siinä, toisin kuin kahdessa ensimmäisessä, muodostuu sekä heikko happo että heikko emäs. Juuri tämä reaktio tapahtuu pääasiassa, kun ammoniumsyanidia liuotetaan veteen, mutta tätä on mahdotonta havaita muuttamalla liuoksen happamuutta. Liuoksen lievä alkalisointi johtuu siitä, että toinen reaktio on silti jonkin verran edullisempi kuin ensimmäinen, koska syaanivetyhapon (HCN) happamuusvakio on paljon pienempi kuin ammoniakin emäksisyysvakio. Tämän järjestelmän tasapainolle on tunnusomaista syaanivetyhapon happamuusvakio, ammoniakin emäksisyysvakio ja kolmannen reaktion tasapainovakio: Ilmaisemme ensimmäisestä yhtälöstä syaanivetyhapon tasapainopitoisuuden ja toisesta yhtälöstä - ammoniakin tasapainopitoisuuden ja korvaamme nämä määrät kolmannella yhtälöllä. Tuloksena saamme

Kun tämä aine liukenee, se dissosioituu palautumattomasti NH4+- ja CN-ioneiksi: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - Vesi on heikko elektrolyytti ja hajoaa palautuvasti: H 2 O H + + OH - Kun liuoksessa on samanaikaisesti OH - ja NH 4 + -ioneja, tapahtuu palautuva reaktio NH4 + + OH - NH3. H2O Ja kun H + ja CN - -ionit ovat samanaikaisesti läsnä, tapahtuu toinen palautuva reaktio Lisäämällä näiden kolmen reversiibelin reaktion yhtälöt ja tuomalla samanlaiset termit, saamme ionihydrolyysiyhtälön NH4 + + CN - + H2ONH3. H2O + HCN Hydrolyysivakion muoto on tässä tapauksessa seuraava: K h = Ja se voidaan ilmaista ammoniakkihydraatin dissosiaatiovakiolla ja syaanihapon dissosiaatiovakiolla: K h =

Hydrolyysin molekyyliyhtälö (TED:n puitteissa):

NH4CN + H2ONH3. H2O + HCN

20.5. Solvataatiovakio (liukoisuustulo)

Kiinteän aineen kemiallinen liukenemisprosessi veteen (eikä vain veteen) voidaan ilmaista yhtälöllä. Esimerkiksi natriumkloridin liuottamiseksi:

NaCl cr + ( n+m)H 2 O = + + -

Tämä yhtälö osoittaa selvästi, että tärkein syy natriumkloridin liukenemiseen on Na+- ja Cl--ionien hydratoituminen.

Kyllästetyssä liuoksessa muodostuu heterofaasitasapaino:

NaCl cr + ( n+m)H 2 O + + - ,

joka noudattaa massatoiminnan lakia. Mutta koska natriumkloridin liukoisuus on varsin merkittävä, tasapainovakion lauseke voidaan tässä tapauksessa kirjoittaa vain käyttämällä ionien aktiivisuuksia, jotka eivät ole läheskään aina tiedossa.

Kun kyseessä on tasapaino huonosti liukenevan (tai käytännössä liukenemattoman aineen) liuoksessa, tasapainovakion lauseke kylläisessä liuoksessa voidaan kirjoittaa käyttämällä tasapainopitoisuuksia. Esimerkiksi tasapainoa varten kyllästetyssä hopeakloridiliuoksessa

AgCl cr + ( n+m)H 2 O + + -

Koska veden tasapainopitoisuus laimeassa liuoksessa on lähes vakio, voimme kirjoittaa

K G (AgCl) = K C . n+m = .

Sama yksinkertaistettuna

K G (AgCl) = tai K G(AgCl) =

Tuloksena oleva arvo ( K D) on nimetty nesteytysvakiot(mikä tahansa, ei vain vesiliuos, ratkaisuvakiot).

Elektrolyyttisen dissosiaation teorian puitteissa AgCl-liuoksen tasapaino kirjoitetaan seuraavasti:

AgCl cr Ag + + Cl –

Vastaavaa vakiota kutsutaan liukoisuustuote ja se on merkitty kirjaimilla PR.

PR(AgCl) =

Riippuen kationien ja anionien suhteesta kaavayksikössä solvataatiovakion (liukoisuustulon) ilmaisu voi olla erilainen, esimerkiksi:

Joidenkin huonosti liukenevien aineiden hydraatiovakioiden (liukoisuustuotteiden) arvot on esitetty liitteessä 15.

Liukoisuustuotteen tuntemalla on helppo laskea aineen pitoisuus kyllästetyssä liuoksessa. Esimerkkejä:

1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-

PR (BaSO 4) \u003d \u003d 1.8. 10-10 mol 2 /l 2.

c(BaS04) = = = = = 1,34. 10-5 mol/l.

2. Ca(OH) 2cr Ca 2+ + 2OH -

PR \u003d 2 \u003d 6.3. 10 –6 mol 3 /l 3 .

2 PR = (2) 2 = 4 3

c == = = 1,16. 10-2 mol/l.

Jos kemiallisen reaktion aikana liuokseen ilmaantuu ioneja, jotka ovat osa huonosti liukenevaa ainetta, niin tämän aineen liukoisuustuotteen tiedossa on helppo määrittää, saostuuko se.
Esimerkkejä:

1. Saostuuko kuparihydroksidi, kun 100 ml 0,01 M kalsiumhydroksidiliuosta lisätään yhtä suureen tilavuuteen 0,001 M kuparisulfaattiliuosta?

Cu 2+ + 2OH - Cu (OH) 2

Kuparihydroksidisakka muodostuu, jos Cu 2+ - ja OH - -ionien pitoisuuksien tulo on suurempi kuin tämän niukkaliukoisen hydroksidin liukoisuuden tulo. Saman tilavuuden liuosten kaatamisen jälkeen liuoksen kokonaistilavuus tulee kaksi kertaa niin suureksi kuin kunkin alkuperäisen liuoksen tilavuus, joten kunkin reagoivan aineen pitoisuus (ennen reaktion alkamista) puolittuu. Saadussa liuoksessa oleva kupari-ionien pitoisuus

c(Cu 2+) \u003d (0,001 mol / l): 2 = 0,0005 mol / l.

Hydroksidi-ionien pitoisuus -

c (OH-) \u003d (2,0,01 mol/l): 2 = 0,01 mol/l.

Kuparihydroksidin liukoisuustuote

PR \u003d 2 \u003d 5.6. 10-20 mol 3 /l 3.

c(Cu2+). ( c(OH -)) 2 \u003d 0,0005 mol/l. (0,01 mol / l) 2 \u003d 5. 10–8 mol 3 /l 3 .

Konsentraatiotuote on suurempi kuin liukoisuustuote, joten muodostuu sakka.

2. Saostuuko hopeasulfaatti, kun kaadetaan yhtä suuret määrät 0,02 M natriumsulfaattiliuosta ja 0,04 M hopeanitraattiliuosta?

2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4

Saadussa liuoksessa oleva hopea-ionien pitoisuus

c (Ag +) \u003d (0,04 mol / l): 2 = 0,02 mol / l.

Sulfaatti-ionien pitoisuus tuloksena olevassa liuoksessa

c(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol/l): 2 = 0,01 mol/l.

Hopeasulfaatin liukoisuustuote

PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10-5 mol 3 /l 3 .

Liuoksen ionipitoisuuksien tulo

{c(Ag +)) 2. c(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol / l) 2. 0,01 mol / l \u003d 4. 10 -6 mol 3 /l 3 .

Konsentraatiotuote on pienempi kuin liukoisuustuote, joten sakkaa ei muodostu.

20.6. Konversioaste (protolyysiaste, dissosiaatioaste, hydrolyysiaste)

Reaktion tehokkuutta arvioidaan yleensä laskemalla reaktiotuotteen saanto (luku 5.11). Voit kuitenkin arvioida reaktion tehokkuutta myös määrittämällä, mikä osa tärkeimmästä (yleensä kalleimmasta) aineesta muuttui kohdereaktiotuotteeksi, esimerkiksi mikä osa SO 2:sta muuttui rikkihapon valmistuksen aikana SO 3:ksi. happoa, eli löytää muuntoaste alkuperäinen aine.

Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O

kloori (reagenssi) muuttuu yhtä lailla kaliumkloridiksi ja kaliumhypokloriitiksi. Tässä reaktiossa, jopa 100 %:n KClO:n saannolla, kloorin muuntumisaste siihen on 50 %.

Sinulle tiedossa oleva määrä - protolyysiaste (kohta 12.4) - on muunnosasteen erikoistapaus:

TED:n puitteissa kutsutaan samanlaisia ​​suureita dissosiaatioaste hapot tai emäkset (kutsutaan myös protolyysiasteeksi). Dissosiaatioaste liittyy dissosiaatiovakioon Ostwaldin laimennuslain mukaan.

Saman teorian puitteissa hydrolyysin tasapainolle on tunnusomaista hydrolyysiaste (h), kun käytät seuraavia ilmauksia, jotka liittyvät sen aineen alkupitoisuuteen ( kanssa) ja hydrolyysin aikana muodostuneiden heikkojen happojen (K HA) ja heikkojen emästen dissosiaatiovakiot ( K MOH):

Ensimmäinen ilmaisu pätee heikon hapon suolan hydrolyysille, toinen heikon emäksen suolalle ja kolmas heikon hapon ja heikon emäksen suolalle. Kaikkia näitä ilmaisuja voidaan käyttää vain laimeille liuoksille, joiden hydrolyysiaste on enintään 0,05 (5 %).

Massatoiminnan laki, homofaasiset reaktiot, heterofaasireaktiot, kiinteän faasin reaktiot, autoprotolyysivakio (ioninen tuote), dissosiaatiovakio (ionisaatio), dissosiaatio (ionisaatio) aste, vetyindeksi, hydroksidiindeksi, hydrolyysivakio, solvataatiovakio (liukoisuustulo), muunnosaste.

1. Listaa tekijät, jotka muuttavat kemiallista tasapainoa ja muuttavat tasapainovakiota.
2. Mitkä tekijät mahdollistavat kemiallisen tasapainon muuttamisen muuttamatta tasapainovakiota?
3. On tarpeen valmistaa liuos, joka sisältää 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl ja 0,24 mol K 2 SO 4 1 litrassa. Kuinka tehdä tämä, kun käytössäsi on vain natriumkloridi, kaliumkloridi ja natriumsulfaatti?
4. Määritä etikka-, syaani- ja typpihapon protolyysiaste desimolaarisissa, centomolaarisissa ja millimolaarisissa liuoksissa.
5. Voihapon protolyysiaste 0,2 M liuoksessa on 0,866 %. Määritä tämän aineen happamuusvakio.
6. Missä liuoksen pitoisuudessa typpihapon protolyysiaste on 0,2?
7. Kuinka paljon vettä on lisättävä 300 ml:aan 0,2 M etikkahappoliuosta, jotta hapon protolyysiaste kaksinkertaistuisi?
8. Määritä hypokloorihapon protolyysiaste, jos sen liuoksen pH = 6. Mikä on hapon pitoisuus tässä liuoksessa?
9. Liuoksen pH on 3. Mikä pitäisi olla a) typpihapon, b) etikkahapon pitoisuus tätä varten?
10. Miten a) oksoniumionien, b) hydroksidi-ionien pitoisuutta liuoksessa tulisi muuttaa siten, että liuoksen pH nousee yhdellä?
11. Kuinka monta oksoniumionia on 1 ml:ssa liuosta pH = 12:ssa?
12. Miten veden pH muuttuu, jos 0,4 g NaOH:ta lisätään 10 litraan sitä?
13. Laske oksoniumionien ja hydroksidi-ionien pitoisuudet sekä vety- ja hydroksidi-indeksien arvot seuraavissa vesiliuoksissa: a) 0,01 M HCl-liuos; b) 0,01 M CH3COOH-liuos; c) 0,001 M NaOH-liuos; d) 0,001 M NH3-liuos.
14. Määritä liuenneiden aineiden pitoisuus ja massaosuus a) hopeakloridin, b) kalsiumsulfaatin, c) alumiinifosfaatin liuoksessa käyttämällä liitteessä annettuja liukoisuustuotteiden arvoja.
15. Määritä veden tilavuus, joka tarvitaan 1 g:n bariumsulfaatin liuottamiseen 25 o C:ssa.
16. Mikä on hopean massa ioneina 1 litrassa 25 o C:ssa kyllästettyä hopeabromidiliuosta?
17. Mikä tilavuus 25 o C:ssa kyllästettyä hopeasulfidiliuosta sisältää 1 mg liukenevaa ainetta?
18. Muodostuuko sakka, jos sama tilavuus 0,4 M KCl-liuosta lisätään 0,05 M Pb(NO 3) 2 -liuokseen?
19. Määritä, muodostuuko sakka, kun on kaadettu 5 ml 0,004 M CdCl 2 -liuosta ja 15 ml 0,003 M KOH-liuosta.
20. Käytössäsi ovat seuraavat aineet: NH 3 , KHS, Fe, Al(OH) 3, CaO, NaNO 3, CaCO 3, N 2 O 5, LiOH, Na 2 SO 4 . 10H 2O, Mg (OH) Cl, Na, Ca (NO 2) 2. 4H20, ZnO, NaI. 2H20, C02, N2, Ba(OH)2. 8H20, AgN03. Vastaa jokaisesta näistä aineista erillisellä kortilla seuraaviin kysymyksiin:

1) Millainen on tämän aineen rakenne normaaleissa olosuhteissa (molekyylinen vai ei-molekyylinen)?
2) Missä aggregaatiotilassa tämä aine on huoneenlämpötilassa?
3) Millaisia ​​kiteitä tämä aine muodostaa?
4) Kuvaile tämän aineen kemiallista sidosta.
5) Mihin luokkaan tämä aine perinteisen luokituksen mukaan kuuluu?
6) Miten tämä aine on vuorovaikutuksessa veden kanssa? Jos se liukenee tai reagoi, anna kemiallinen yhtälö. Voimmeko kääntää tämän prosessin? Jos teemme, niin millä ehdoilla? Mitkä fysikaaliset suureet voivat luonnehtia tasapainotilaa tässä prosessissa? Jos aine on liukoinen, kuinka sen liukoisuutta voidaan lisätä?
7) Onko mahdollista suorittaa tämän aineen reaktio suolahapon kanssa? Jos mahdollista, millä ehdoilla? Esitä reaktioyhtälö. Miksi tämä reaktio tapahtuu? Onko hän palautuva? Jos palautuva, niin millä ehdoilla? Kuinka lisätä saantoa tässä reaktiossa? Mikä muuttuu, jos käytämme kuivaa kloorivetyä suolahapon sijaan? Esitä vastaava reaktioyhtälö.
8) Onko mahdollista suorittaa tämän aineen reaktio natriumhydroksidiliuoksen kanssa? Jos mahdollista, millä ehdoilla? Esitä reaktioyhtälö. Miksi tämä reaktio tapahtuu? Onko hän palautuva? Jos palautuva, niin millä ehdoilla? Kuinka lisätä saantoa tässä reaktiossa? Mikä muuttuu, jos natriumhydroksidiliuoksen sijaan käytetään kuivaa NaOH:ta? Esitä vastaava reaktioyhtälö.
9) Ilmoita kaikki tuntemasi menetelmät tämän aineen saamiseksi.
10) Ilmoita tämän aineen kaikki tuntemasi nimet.
Kun vastaat näihin kysymyksiin, voit käyttää mitä tahansa viitekirjallisuutta.

10. Molekyylikiteet. Vetysidokset ja molekyylien väliset vuorovaikutukset.

11. Atomikiteet.

12. Kiteiden johtavuuden kaistateoria.

13. Puolijohteet.

14. Puhtaan aineen kvantitatiiviset ominaisuudet: kokeellinen menetelmä niiden määrittämiseksi ja laskemiseksi.

15. Ratkaisut. Menetelmät liuoksen pitoisuuden ilmaisemiseksi: massaosuus, mooliosuus, moolipitoisuus.

16. Ekvivalentin molaarinen pitoisuus. Vastaava. Ekvivalenssitekijä ja sen laskennan ominaisuudet. Vastaavan moolimassa.

17. Vaiheensiirrot. Vaiheen tasapainot. Vaihekaaviot ja niiden analysointi.

18. Liuosten kollektiiviset ominaisuudet.

19. Termokemiallinen lämpö. Kemiallisen reaktion ja faasimuutoksen lämpövaikutus.

20. Hessin laki ja sen seuraukset.

21. Lämpövaikutuksen riippuvuus lämpötilasta. Kirchhoffin yhtälö

22. Kemiallisen reaktion lämpövaikutuksen kokeellinen määritys.

23. Kemiallisen kinetiikan peruskäsitteet: Kemiallisen reaktion nopeus, molekylaarisuus, yksinkertainen ja monimutkainen reaktion kemiallisen kinetiikan kannalta. Kemiallisen kinetiikan peruslaki (postulaatti).

24. Lämpötilan vaikutus kemiallisen reaktion nopeuteen

25. Katalyysi ja sen ominaisuudet

26. Kokeellinen menetelmä reaktion järjestyksen ja nopeusvakion määrittämiseksi.

27. Elektrolyytit. Elektrolyyttisen dissosiaation teoria s. Arrhenius.

28. Vahvojen elektrolyyttien teoria. Toiminta. Aktiivisuuskerroin. Aktiivisuuskertoimen riippuvuus liuoksen ionivahvuudesta.

29. Heikot elektrolyytit. Happamuus ja emäksisyys vakio. Oswaldin laimennuslaki.

30. Vesi on heikko elektrolyytti. Veden ioninen tuote. Ph. POh

31. Vetyindeksin kokeellinen määritys

32. Vahvan elektrolyyttiliuoksen pH:n laskeminen.

33. pH:n laskeminen heikon elektrolyytin liuoksessa.

34. Heterogeeninen tasapaino elektrolyyttiliuoksessa. Liukoisuustuote.

35. Ioninvaihtoreaktiot ja niiden soveltaminen kvalitatiivisessa analyysissä

36. Suolojen hydrolyysi.

37. Happo-emäs-titraus. Liuoksen pitoisuuden määritys titrausmenetelmän perusteella.

38. Titrauskäyrät. Indikaattorin valinta titrauskäyrän mukaan.

39. Hapettumisaste Redox-reaktiot.

40. Ympäristön vaikutus redox-prosessien kulumiseen (esimerkiksi MnO4-ioni)

29. Heikot elektrolyytit. Happamuus ja emäksisyys vakio. Oswaldin laimennuslaki.

Heikot elektrolyytit ovat kemiallisia yhdisteitä, joiden molekyylit, jopa erittäin laimeissa liuoksissa, dissosioituvat hieman ioneiksi, jotka ovat dynaamisessa tasapainossa dissosioitumattomien molekyylien kanssa. Heikkoihin elektrolyytteihin kuuluvat useimmat orgaaniset hapot ja monet orgaaniset emäkset vesipitoisissa ja vedettömissä liuoksissa.

Heikot elektrolyytit ovat:

lähes kaikki orgaaniset hapot ja vesi;

jotkin epäorgaaniset hapot: HF, HClO, HC102, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4, H2C03, H2Si03, H2S03 ja muut;

jotkut niukkaliukoiset metallihydroksidit: Fe (OH) 3, Zn (OH) 2 jne.

Hapon dissosiaatiovakio (Ka) - hapon dissosiaatioreaktion tasapainovakio vetyioniksi ja happojäännöksen anioniksi. Moniemäksisille hapoille, joiden dissosiaatio tapahtuu useissa vaiheissa, ne toimivat erillisillä vakioilla eri dissosiaatiovaiheille, jotka merkitsevät niitä K a1, K a2 jne.

Esimerkki diaemäksisen hapon laskemisesta:

Useammin itse dissosiaatiovakion K sijasta käytetään pK-arvoa, joka määritellään itse vakion negatiiviseksi desimaalilogaritmiksi:

Emäs on kemiallinen yhdiste, joka pystyy muodostamaan kovalenttisen sidoksen protonin (Brønsted-emäs) tai toisen kemiallisen yhdisteen vapaan orbitaalin (Lewis-emäs) kanssa. Suppeassa merkityksessä emäksillä tarkoitetaan emäksisiä hydroksideja - monimutkaisia ​​aineita, joiden dissosioitumisen aikana vesiliuoksissa irtoaa vain yksi anionityyppi - hydroksidi-ionit OH-.

Bronsted-Lowryn teoria mahdollistaa emästen vahvuuden kvantifioinnin, eli niiden kyvyn erottaa protoni hapoista. Tämä tehdään yleensä käyttämällä emäksisyysvakiota Kb - emäksen ja vertailuhapon välisen reaktion tasapainovakiota, jolle valitaan vesi. Mitä korkeampi emäksisyysvakio, sitä suurempi on emäksen vahvuus ja sitä suurempi on sen kyky pilkkoa protoni. Usein emäksisyysvakio ilmaistaan ​​emäksisyysvakion pKb indeksinä. Esimerkiksi ammoniakille Bronsted-pohjana voidaan kirjoittaa:

Ostwaldin laimennuslaki on suhde, joka ilmaisee binäärisen heikon elektrolyytin laimean liuoksen ekvivalentin sähkönjohtavuuden riippuvuuden liuoksen pitoisuudesta:

Tässä K on elektrolyytin dissosiaatiovakio, c on pitoisuus, λ ja λ∞ ovat vastaavasti ekvivalentin sähkönjohtavuuden arvot pitoisuudessa c ja äärettömällä laimennuksella. Suhde on seuraus massatoiminnan ja tasa-arvon laista, jossa α on dissosiaatioaste.

30. Vesi on heikko elektrolyytti. Veden ioninen tuote. Ph. POh

Veden ionituote on vedessä tai vesiliuoksissa olevien vetyionien H+ ja hydroksyyli-ionien OH− pitoisuuksien tulos, veden autoprotolyysin vakio.

Vesi, vaikka se on heikko elektrolyytti, dissosioituu pienessä määrin:

Tämän reaktion tasapaino on siirtynyt voimakkaasti vasemmalle. Veden dissosiaatiovakio voidaan laskea kaavalla:

Hydronium-ionipitoisuus (protonit);

Hydroksidi-ionien pitoisuus;

Veden pitoisuus (molekyylimuodossa) vedessä;

Veden pitoisuus vedessä on sen alhaisen dissosiaatioasteen vuoksi käytännössä vakio ja on (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

25 °C:ssa veden dissosiaatiovakio on 1,8 10-16 mol/l. Yhtälö (1) voidaan kirjoittaa uudelleen seuraavasti:

Merkitään tuotetta K· \u003d K в \u003d 1,8 10 -16 mol / l 55,56 mol / l \u003d 10 -14 mol² / l² \u003d (25 ° C:ssa).

Vakiota K in, joka on yhtä suuri kuin protonien ja hydroksidi-ionien pitoisuuksien tulo, kutsutaan veden ionituotteeksi. Se on vakio ei vain puhtaalle vedelle, vaan myös aineiden laimeille vesiliuoksille. Lämpötilan noustessa veden dissosiaatio kasvaa, joten myös Kv kasvaa, lämpötilan laskiessa päinvastoin.

Vetyindeksi, pH - vetyionien aktiivisuuden mitta liuoksessa ja ilmaisee kvantitatiivisesti sen happamuuden, lasketaan vetyionien aktiivisuuden negatiivisena (otettuna vastakkaisella merkillä) desimaalilogaritmina, joka ilmaistaan ​​mooleina litrassa:

Käänteinen pH-arvo on tullut hieman vähemmän levinneeksi - indikaattori liuoksen emäksisyydestä, pOH, joka on yhtä suuri kuin OH-ionien liuoksen pitoisuuden negatiivinen desimaalilogaritmi -:

Yhdistävä yhtälö:

Yleisessä tapauksessa Bronsted-Lowryn protolyyttisen teorian mukaisesti yhtälön (4.2) mukaisesti meillä on heikon yksiemäksisen hapon dissosiaatiolle:

Todellinen termodynaaminen vakio Vastaanottaja tämä tasapaino tulee

jossa kaikki toiminnot ovat tasapainossa. Esitetään tämä suhde muodossa:

Merkitse, kuten edellisessä tapauksessa, kahden vakion tuloa Vastaanottaja ja a (H20) - (H20) \u003d vakio at T= konst. Sitten

tai suunnilleen:

jossa kaikki pitoisuudet ovat tasapainossa. Tässä arvo Vastaanottaja a nimeltään happodissosiaatio (ionisaatio) -vakio tai yksinkertaisesti happamuusvakio.

Monille heikkoille hapoille numeroarvot Vastaanottaja a ovat hyvin pieniä, joten sen sijaan Vastaanottaja a Käytä voimakkuuden ilmaisin (tai vain ilmaisin):

RK a =- lg Vastaanottaja a .

Sitä enemmän Vastaanottaja a(eli pienempi p Vastaanottaja a ), mitä vahvempi happo.

Olkoon yksiemäksisen hapon HB alkupitoisuus yhtä suuri kuin sen dissosiaatioaste (ionisaatio) liuoksessa. Tällöin ionien [Н 3 О + ] ja [В - ] tasapainopitoisuudet ovat yhtä suuria kuin [Н 3 О + ] = [В - ] = αс a , tasapainohappopitoisuus [HB] = kanssa a - α kanssa a = kanssa a(1 - a). Kun nämä tasapainopitoisuuksien arvot korvataan tasapainovakion (4.10) lausekkeella, saadaan:

Jos keskittymisen sijaan kanssa a käytä sen vastavuoroisuutta V- laimennus (laimennus), ilmaistuna l/mol, V=1/kanssa a , sitten kaava Vastaanottaja a näyttää tältä:

Tämä suhde, samoin kuin lauseke

kuvata Ostwaldin laimennuslaki (tai laimennuslaki). heikolle binääriselle elektrolyytille. A1:lle (tyypillinen tapaus monissa analyyttisissä järjestelmissä)

On helppo osoittaa, että yleisessä tapauksessa minkä tahansa koostumuksen omaavalla heikolla elektrolyytillä K n A m , joka hajoaa ioneiksi kaavion mukaisesti

K n A m = P Vastaanottaja t+ +t MUTTA n -

Ostwaldin laimennuslakia kuvataan relaatiolla

missä kanssa- heikon elektrolyytin, esimerkiksi heikon hapon, alkupitoisuus. Joten ortofosforihapolle H 3 RO 4 (P = 3,

t= 1), joka hajoaa yhteensä ioneiksi kaavion mukaisesti

.

Binääriselle elektrolyytille relaatio muuttuu (4.11). A1:lle meillä on:

Etsitään yksiemäksisen hapon HB liuoksen pH:n tasapainoarvo. Vetyionien tasapainopitoisuus

Käyttämällä merkintää ja saamme:

pH = 0,5 (s Vastaanottaja a+p kanssa a). (4.12)

Siten heikon yksiemäksisen hapon liuoksen pH-tasapainoarvon laskemiseksi on tarpeen tietää tämän hapon happamuusvakio Vastaanottaja a ja sen alkuperäinen pitoisuus kanssa a .

Laske etikkahappoliuoksen pH, jonka alkupitoisuus on 0,01 mol/l.

Huoneenlämmössä etikkahapolle Vastaanottaja a = 1,74 10 -5 ja s Vastaanottaja a = 4,76.

Kaavan (4.12) mukaan voimme kirjoittaa:

pH = 0,5 (s Vastaanottaja a+p kanssa a) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

Samanlainen harkinta voidaan suorittaa tasapainoille minkä tahansa heikon ratkaisussa moniperustainen hapot.

Moniemäksiset hapot hajoavat ioneiksi asteittain, useissa vaiheissa, joille jokaiselle on ominaista oma tasapainovakio vaiheittainen happodissosiaatiovakio. Joten esimerkiksi ortoboorihapon H 3 BO 3 -liuoksissa tasapainot muodostuvat (vakioiden arvot on annettu 25 ° C: lle):

H 3 BO 3 + H 2 O \u003d H 3 O + +, Vastaanottaja 1 =

H 2 O \u003d H 3 O + +, Vastaanottaja 2 =

H 2 O \u003d H 3 O + +, Vastaanottaja 3 =

Kunkin seuraavan vaiheen happodissosiaatiovakio on pienempi kuin edellisen vaiheen dissosiaatiovakio - yleensä useita suuruusluokkia.

Kaikkien vaiheittaisten dissosiaatiovakioiden tulo on yhtä suuri kuin kokonaishapon dissosiaatiovakio K:

Vastaanottaja 1 Vastaanottaja 2 ...TO P =K.

Näin ollen on helppo nähdä, että ortoboorihapon arvo

Vastaanottaja 1 Vastaanottaja 2 Vastaanottaja 3 =K=

on kokonaishapon dissosiaatiovakio kaavion mukaisesti:

4.3.2 Heikkojen emästen liuosten emäksisyysvakio ja pH

Bronsted-Lowryn protolyyttisen happojen ja emästen teorian mukaisesti voidaan yleensä kirjoittaa yksittäisen hapon heikon emäksen B ionisoimiseksi vesiliuoksissa:

B + H 2 O \u003d HB + + OH -

Jos emäksen ionisaatioaste on a1, niin pitoisuusvakio voidaan ottaa tämän kemiallisen tasapainon vakioksi

Jatkamalla samalla tavalla kuin edellinen, saamme:

Vastaanottaja = =K b = const milloin T= vakio

kahden vakion tulona Vastaanottaja\u003d const ja [H 2 O] \u003d const.

Kutsutaan määrää K b , siis tasavertainen

K b = , (4.13)

heikon yksittäisen happoemäksen dissosiaatio- (ionisaatio-)vakiotaivain perusvakio tämä perusta ja arvo

p K b = K b ,

Emäsisyysvakion vahvuusindikaattori (tai yksinkertaisesti indikaattori).

Ostwaldin laimennuslain mukaan tarkasteltavana olevassa tapauksessa (samanlainen kuin relaatio (4.11))

K b =,

missä on yksittäisen hapon heikon emäksen ionisaatioaste ja sen alkupitoisuus. Koska heikolla pohjalla a1, niin

Etsitään tarkasteltavana olevan monohappoemäksen vesiliuoksen pH-tasapainoarvo huoneenlämpötilassa. Kaavan (4.7) mukaisesti meillä on:

pH = p Vastaanottaja w - rOH = 14 - rOH.

Määritetään arvo pOH = [OH - ]. Ilmeisesti

[OH -] = =

Indikaattorien käyttö pON = [OH - ], s Vastaanottaja b =K b ja

p = , saamme: pOH = 0,5 (s Vastaanottaja b+ p). Korvaamalla tämä lauseke yllä olevaan pH-kaavaan, pääsemme suhteeseen

pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0,5 (p Vastaanottaja b+ p).

Joten pH-tasapainoarvo heikon yksittäisen happaman emäksen liuoksessa voidaan laskea kaavalla (4.15):

pH = 14 - 0,5 (s Vastaanottaja b+ p). (4.15)

Laske pH 0,01-molaariselle ammoniakin vesiliuokselle, jolle huoneenlämpötilassa Vastaanottaja b= ja p Vastaanottaja b = 4,76.

Ammoniakin vesiliuoksessa tasapainotetaan:

joka on enimmäkseen siirtynyt vasemmalle, joten ammoniakin ionisaatioaste on . Siksi pH-arvon laskemiseen voit käyttää suhdetta (4.15):

pH = 14 - 0,5 (s Vastaanottaja b+ p) =

Samanlainen harkinta voidaan tehdä kaikille heikkoille polyhappo perusteita. Totta, tässä tapauksessa saadaan hankalampia lausekkeita.

Heikot polyhappoemäkset, kuten heikot moniemäksiset hapot, dissosioituvat vaiheittain, ja jokaisella dissosiaatiovaiheella on myös oma emäksen vaiheittainen dissosiaatiovakio - vaiheittainen emäksisyysvakio.

Joten esimerkiksi lyijyhydroksidi Pb (OH) 2 vesiliuoksissa hajoaa ioneiksi kahdessa vaiheessa:

Samat tasapainot voidaan kirjoittaa toisella tavalla, noudattaen (protolyyttisen teorian puitteissa) emäksen määritelmää aineena, joka kiinnittää protonin, tässä tapauksessa hyväksyy sen vesimolekyylistä:

Tässä tapauksessa vaiheittaiset emäksisyysvakiot voidaan esittää seuraavasti:

Tällaisella näiden tasapainojen tallennuksella oletetaan, että vesimolekyylin protoni siirtyy hydroksyyliryhmään, jolloin muodostuu vesimolekyyli (), minkä seurauksena vesimolekyylien lukumäärä lähellä lyijy- (II)-atomia kasvaa yhdellä, ja lyijy(II)-atomiin liittyvien hydroksyyliryhmien lukumäärä ), vähenee myös yhdellä jokaisessa dissosiaatiovaiheessa.

Tehdä työtä Vastaanottaja 1 Vastaanottaja 2 =K=[Pb 2+] [OH-] 2 / [Pb (OH) 2] =

2.865 missä Vastaanottaja- täysi dissosiaatiovakio kaavion mukaan

tai jonkin muun kaavan mukaan

joka lopulta johtaa samaan lopputulokseen.

Toinen esimerkki on orgaaninen emäksinen etyleenidiamiini, joka ionisoituu vesiliuoksessa kahdessa vaiheessa. Ensimmäinen taso:

Toinen vaihe:

Tehdä työtä -

kokonaisdissosiaatiovakio. Se sopii tasapainoon

Tasapainovakioiden numeeriset arvot on annettu yllä huoneenlämpötilalle.

Kuten moniemäksisten happojen tapauksessa, heikon polyhappoemäksen tapauksessa jokaisen seuraavan vaiheen dissosiaatiovakio on yleensä useita suuruusluokkia pienempi kuin edellisen vaiheen dissosiaatiovakio.

Taulukossa. 4.2 näyttää joidenkin heikkojen happojen ja emästen happamuus- ja emäksisyysvakioiden numeeriset arvot.

Taulukko 4.2. Todelliset termodynaamiset ionisaatiovakiot joidenkin happojen ja emästen vesiliuoksissa.

Vastaanottaja a- happamuusvakio, Vastaanottaja b- emäksisyysvakio,

Vastaanottaja 1 - dissosiaatiovakio ensimmäiselle vaiheelle,

Vastaanottaja 2 - dissosiaatiovakio toiselle vaiheelle jne.

Heikkojen happojen dissosiaatiovakiot
Acid	Vastaanottaja a	R Vastaanottaja a=-lg Vastaanottaja a
typpipitoinen Aminoetikkahappo bentsoe Boori (ortoborinen) Tetrabornaya jossa: K a – happamuusvakio; K p on tasapainovakio. Happo on siellä sitä vahvempi, mitä suurempi happamuusvakio. pKa-arvoja käytetään usein. Mitä pienempi pKa-arvo, sitä vahvempi happo. pK a = -lgK a Esimerkiksi fenolin pKa = 10, etanolin pKa = 16. Tämä tarkoittaa, että fenoli on kuusi suuruusluokkaa (miljoona kertaa) vahvempi happo kuin etyylialkoholi. Emäksisyys voidaan ilmaista pKb:nä. RKb = 14 - pKa On tärkeää muistaa, että veden pKa on 15,7. Kaikki aineet, joiden pKa on suurempi kuin veden, eivät pysty osoittamaan happamia ominaisuuksia vesiliuoksissa. Vesi vahvempana happona estää heikompien happojen hajoamista. Koska useimpien orgaanisten yhdisteiden happamat ominaisuudet ovat monta kertaa vähemmän ilmeisiä kuin veden, on kehitetty polarografinen lähestymistapa niiden happamuuden arvioimiseen (I.P. Beletskaya et ai.). Se mahdollistaa happamuuden arvioinnin pKa = 50 asti, vaikka erittäin heikkojen happojen pKa-arvot voidaan arvioida vain hyvin karkeasti. Happamuuden laadullinen arviointi on erittäin tärkeää sekä rakenteeltaan samankaltaisten aineiden sarjassa että eri luokkien yhdisteille. Hapon kyky luovuttaa protonia liittyy tuloksena olevan anionin stabiilisuuteen. Mitä vakaampi tuloksena oleva anioni, sitä vähemmän sen halu vangita protoni takaisin ja muuttua neutraaliksi molekyyliksi. Anionin suhteellista stabiilisuutta arvioitaessa on otettava huomioon useita tekijöitä. Protonin luovuttavan atomin luonne. Mitä helpommin atomi menettää protonin, sitä suurempi on sen elektronegatiivisuus ja polarisoituvuus. Siksi happosarjassa kyky dissosioitua vähenee seuraavasti: S-h>O-H>-N-h>C-H Tämä sarja vastaa täydellisesti jaksollisesta taulukosta tunnettujen atomien ominaisuuksia. Ympäristön vaikutus. Jos verrataan rakenteeltaan samanlaisia ​​aineita, arvio tehdään vertaamalla protonin luovuttaneen atomin elektronitiheyttä. Kaikki rakenteelliset tekijät, jotka vaikuttavat varauksen alenemiseen, stabiloivat anionin, kun taas varauksen kasvu horjuttaa sitä. Siten kaikki vastaanottajat lisäävät happamuutta, kaikki luovuttajat vähentävät sitä. Tämä tapahtuu riippumatta siitä, mikä elektroninsiirron vaikutus (induktiivinen tai mesomeerinen) aiheuttaa elektronitiheyden uudelleenjakautumisen. ratkaisuvaikutus. Solvaatio (vuorovaikutus liuotinmolekyylien kanssa) lisää anionin stabiilisuutta, koska ylimääräinen elektronitiheys jakautuu uudelleen anionin ja liuotinmolekyylien välillä. Yleensä kaava on seuraava: Mitä polaarisempi liuotin on, sitä vahvempi solvataatio; Mitä pienempi ioni on, sitä paremmin se solvatoituu. Brönstedin mukaan emäksisyys on aineen kykyä tarjota elektroniparinsa vuorovaikutukseen protonin kanssa. Yleensä nämä ovat aineita, jotka sisältävät typpi-, happi- ja rikkiatomeja molekyylissä. Mitä heikompi peruskeskus pitää sisällään elektroniparin, sitä korkeampi on emäksisyys. Rivissä R3-N >R2O>R2S emäksisyys vähenee. Tämä sekvenssi on helppo muistaa "NOS"-muistosäännön avulla. Brønstedin emästen välillä on suhde: anionit ovat vahvempia emäksiä kuin vastaavat neutraalit molekyylit. Esimerkiksi hydroksidianioni (-OH) on vahvempi emäs kuin vesi (H2O). Kun emäs on vuorovaikutuksessa protonin kanssa, oniumkationeja voi muodostua: R30+ - oksoniumkationi; NR4+ - ammoniumkationi; · R 3 S + - sulfoniumkationi. Rakenteeltaan samankaltaisten aineiden emäksisyyden laadullinen arviointi suoritetaan käyttäen samaa logiikkaa kuin happamuuden arviointi, mutta päinvastaisella merkillä. Siksi kaikki akseptorisubstituentit vähentävät emäksisyyttään, kaikki luovuttajasubstituentit lisäävät emäksisyyttään. Lewisin hapot ja emäkset Lewis-emäkset ovat elektroniparin luovuttajia, kuten myös Brønstedin emäkset. Hapojen Lewisin määritelmä eroaa huomattavasti tavallisesta (Brönstedin mukaan). Lewisin mukaan Lewis-happo on mikä tahansa molekyyli tai ioni, jolla on vapaa orbitaali, joka voi täyttyä elektroniparilla vuorovaikutuksen seurauksena. Jos Bronstedin mukaan happo on protonin luovuttaja, niin Lewisin mukaan protoni itse (H +) on happo, koska sen kiertorata on tyhjä. Lewisin happoja on paljon: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 jne. Lewisin teoria sallii monien reaktioiden kuvaamisen happo-emäsvuorovaikutuksina. Esimerkiksi: Usein reaktioissa Lewis-happojen kanssa orgaaniset yhdisteet, jotka ovat p-elektroniparin luovuttajia, osallistuvat emäksinä: Orgaanisessa kemiassa hyväksytään seuraava: · jos käytetään termiä "happo", se tarkoittaa Brønsted-happoa; Jos termiä "happo" käytetään Lewisin merkityksessä, he sanovat "Lewis-happo". Luento #5 hiilivedyt Alkaanit · Homologiset sarjat, nimikkeistö, isomerismi, alkyyliradikaalit. Alkaanimolekyylien elektroninen rakenne, sp 3 -hybridisaatio, s-sidos. C-C- ja C-H-sidospituudet, sidoskulmat, sidosenergiat. Orgaanisten aineiden spatiaalinen isomeria. Menetelmät sp 3 -hybridisoituneita hiiliatomeja sisältävien molekyylien spatiaalisen rakenteen kuvaamiseksi. Alkaanien spektriominaisuudet. Alkaanien fysikaaliset ominaisuudet ja niiden muutosmallit homologisissa sarjoissa. Alkaanit (tyydyttyneet asykliset yhdisteet, parafiinit) Alkaanit ovat hiilivetyjä, joissa on avoin atomiketju, joka vastaa kaavaa C n H 2 n + 2, jossa hiiliatomit ovat yhteydessä toisiinsa vain σ-sidoksilla. Termi "tyydyttynyt" tarkoittaa, että jokainen hiili tällaisen aineen molekyylissä liittyy mahdollisimman suureen mahdolliseen atomimäärään (neljällä atomilla). Metaanin rakennetta kuvataan yksityiskohtaisesti luennolla nro 2. Isomerismi, nimikkeistö Homologisen sarjan kolme ensimmäistä jäsentä (metaani, etaani ja propaani) esiintyvät yhtenä rakenteellisena isomeerinä. Butaanista alkaen isomeerien määrä kasvaa nopeasti: pentaanissa on kolme isomeeriä ja dekaanissa (C 10 H 22) jo 75 isomeeriä. pH-mittarin menetelmä Mittaukset suoritetaan laimeissa liuoksissa, jolloin aktiivisuuskerroin on yksi. Jos emme ota huomioon veden autoprotolyysin reaktiota, ionitasapainojen yhtälö heikon yksiemäksisen hapon vesiliuoksessa on seuraavanlainen: HA + H 2 O = H 3 O + + A - x Happamuusvakio ilmaistaan ​​seuraavasti: Lisäksi [c] = 1 mol/l Jos happo on heikko, niin Täältä saamme Valmista liuoksia, joilla on erilaiset happopitoisuudet ja mittaa niiden pH. Rakenna kaavio pH:sta lg:n funktiona c HA. Yllä olevasta yhtälöstä seuraa, että y-akselilla suoralla viivalla leikattu segmentti on yhtä suuri kuin 1/2рK kis. Happamuusvakion määritys potentiometrisellä menetelmällä Yksiemäksiselle hapolle . Määrittämiseksi on tarpeen mitata hydronium-ionien pitoisuus liuoksessa, jossa on tunnettu happopitoisuus. Indikaattorielektrodina voit käyttää lasi- tai kinhydronielektrodia, kuten Ag | AgCl | KCl || H30+, kyll.x.g |Pt Tarkempien tulosten saamiseksi heikko happoliuos titrataan NaOH-liuoksella, titrauksen aikana mitataan alkuaineen EMF-arvo ja lasketaan pH. Järjestelmässä tapahtuu seuraavat reaktiot: H 2 O + H 2 O \u003d H 3 O + + OH - x 1 HA + H 2 O \u003d H 3 O + + A - x 2 H 3 O + + NaOH \u003d 2 H 2 O + Na x 3 Voimme olettaa, että x 1<< x 2 и x 1 << x 3 . Tasapainoyhtälöillä on muoto: . Kuten aiemmin esitettiin OSA 3. YKSINKERTAISTEN REAKTIOIDEN KINEETTISET SÄÄNNÖKSET Kemiallinen kinetiikka on tiede, joka tutkii kemiallisen reaktion tai fysikaalis-kemiallisten prosessien kulkua ajassa, tämä on fysikaalisen kemian haara, joka tutkii kemiallisen reaktion nopeuden riippuvuutta reagenssien pitoisuudesta, lämpötilasta, reagenssien ominaisuuksista. väliaine, säteily ja muut tekijät. Kemiallisten reaktioiden luokitus Kinetiikan näkökulmasta kemiallisten reaktioiden luokittelussa on useita periaatteita: 1) reaktion osallistujien aggregaatiotilan mukaan kaikki reaktiot jaetaan homogeenisiin ja heterogeenisiin. Homogeeniset reaktiot, kun kaikki reagoivat aineet ovat samassa faasissa. He ovat: a) kaasufaasi b) nestefaasi c) kiinteä faasi Heterogeeniset reaktiot, kun reaktion osallistujat ovat eri vaiheissa; reaktio etenee vaiheen rajalla 2) perusteon erityispiirteiden mukaan a) katalyyttinen b) ei-katalyyttinen c) valokemiallinen d) sähkökemiallinen e) ketju 3) vaiheiden lukumäärän mukaan a) yksinkertainen (vaihe 1) b) monimutkainen 4) reaktion palautuvuuden perusteella a) palautuva (kahdenvälinen) b) peruuttamaton Reaktion katsotaan olevan peruuttamaton, jos: a) Reaktio tuottaa kaasua HCOOH → H 2 O + CO 2 b) muodostuu niukkaliukoinen yhdiste AgNO 3 + KJ → AgJ↓ + KNO 3 c) muodostuu vähän dissosioituvaa yhdistettä HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O d) vapautuu paljon lämpöä 3Fe 3 O 4 + 8Al → 4Al 2 O 3 + 9Fe + ∆H 3.2. Alkuainekemialliset reaktiot Kemiallisten reaktioiden nopeus riippuu reaktioreitistä. Tämä polku voidaan esittää elementaaristen kemiallisten reaktioiden summana. Alkuainereaktio on yksisuuntainen prosessi, jossa yksi komponentti muunnetaan toiseksi. Se on joukko samantyyppisiä kemiallisen transformaation elementaarisia toimia. Useimmat kemialliset reaktiot eivät ole alkuaineita; ne sisältävät useita perusvaiheita - monimutkaisia ​​reaktioita. Reaktiomekanismi on joukko perusvaiheita. Reagenssi on kemiallisen reaktion osallistuja. d ρ n k on äärettömän pieni muutos komponentin moolimäärässä k alkuainereaktiossa ρ Jos d ρ nk > 0 – reaktiotuote d ρ n k< 0 – lähtöaine d ρ n k = 0 – välinpitämätön aine 3.3. Kemiallisen reaktion nopeus Kemiallisen reaktion nopeus on samantyyppisen kemiallisen muutoksen elementaaristen toimien lukumäärä, jotka tapahtuvat aikayksikköä kohti tilavuusyksikössä tai pintayksikössä. Harkitse reaktiota: t = 0 - moolien alkumäärät t ≠ 0 n A n B n C n D - nykyiset moolimäärät ξ = (xi) ξ – reaktion syvyys AIHEESEEN LIITTYVÄT ARTIKKELIT Palaute sivuston kartta Tietoja sivustosta