თავი 20

20.1. მოქმედი მასების კანონი

თქვენ გაეცანით მასის მოქმედების კანონს შექცევადი ქიმიური რეაქციების წონასწორობის შესწავლით (თავი 9 § 5). შეგახსენებთ, რომ მუდმივ ტემპერატურაზე შექცევადი რეაქციისთვის

ა A+ ბბ დ D+ ვფ

მასის მოქმედების კანონი გამოიხატება განტოლებით

თქვენ იცით, რომ მასობრივი მოქმედების კანონის გამოყენებისას მნიშვნელოვანია ვიცოდეთ, რა აგრეგაციის მდგომარეობაშია რეაქციაში მონაწილე ნივთიერებები. მაგრამ არა მხოლოდ ეს: მნიშვნელოვანია მოცემულ ქიმიურ სისტემაში ფაზების რაოდენობა და თანაფარდობა. ფაზების რაოდენობის მიხედვით, რეაქციები იყოფა ჰომოფაზური, და ჰეტეროფაზა.ჰეტეროფაზიებს შორის, მყარი ფაზარეაქციები.

ჰომოფაზური რეაქციაქიმიური რეაქცია, რომელშიც ყველა მონაწილე ერთსა და იმავე ფაზაშია.

ასეთი ფაზა შეიძლება იყოს აირების ნარევი (გაზის ფაზა), ან თხევადი ხსნარი (თხევადი ფაზა). ამ შემთხვევაში, რეაქციაში მონაწილე ყველა ნაწილაკს (A, B, D და F) აქვს უნარი განახორციელოს ქაოტური მოძრაობა ერთმანეთისგან დამოუკიდებლად და შექცევადი რეაქცია მიმდინარეობს რეაქციის სისტემის მთელ მოცულობაში. ცხადია, ასეთი ნაწილაკები შეიძლება იყოს აირისებრი ნივთიერებების მოლეკულები, ან მოლეკულები ან იონები, რომლებიც ქმნიან სითხეს. შექცევადი ჰომოფაზური რეაქციების მაგალითებია ამიაკის სინთეზის რეაქციები, წყალბადში ქლორის წვა, რეაქცია ამიაკის და წყალბადის სულფიდს შორის წყალხსნარში და ა.შ.

თუ რეაქციაში მონაწილე ერთი ნივთიერება მაინც განსხვავებულ ფაზაშია, ვიდრე დანარჩენი ნივთიერებები, მაშინ შექცევადი რეაქცია მხოლოდ ინტერფეისზე მიმდინარეობს და ჰეტეროფაზას რეაქციას უწოდებენ.

ჰეტეროფაზიური რეაქცია- ქიმიური რეაქცია, რომლის მონაწილეები სხვადასხვა ფაზაში არიან.

შექცევადი ჰეტეროფაზიური რეაქციები მოიცავს რეაქციებს, რომლებიც მოიცავს აირისებრ და მყარ ნივთიერებებს (მაგალითად, კალციუმის კარბონატის დაშლა), თხევადი და მყარი ნივთიერებები (მაგალითად, ნალექი ბარიუმის სულფატის ხსნარიდან ან თუთიის რეაქცია მარილმჟავასთან), აგრეთვე აირისებრი და თხევადი ნივთიერებები.

ჰეტეროფაზის რეაქციების განსაკუთრებული შემთხვევაა მყარი ფაზის რეაქციები, ანუ რეაქციები, რომელშიც ყველა მონაწილე მყარია.

ფაქტობრივად, განტოლება (1) მოქმედებს ნებისმიერი შექცევადი რეაქციისთვის, მიუხედავად იმისა, რომელ ჩამოთვლილ ჯგუფს ეკუთვნის იგი. მაგრამ ჰეტეროფაზის რეაქციაში, ნივთიერებების წონასწორული კონცენტრაციები უფრო მოწესრიგებულ ფაზაში არის მუდმივი და შეიძლება გაერთიანდეს წონასწორობის მუდმივში (იხ. თავი 9 § 5).

ასე რომ, ჰეტეროფაზის რეაქციისთვის

ა A g+ ბ B კრ დ D r+ ვ F კრ

მასობრივი მოქმედების კანონი გამოიხატება მიმართებით

ამ თანაფარდობის ტიპი დამოკიდებულია იმაზე, თუ რომელი ნივთიერებები, რომლებიც მონაწილეობენ რეაქციაში, არიან მყარ ან თხევად მდგომარეობაში (თხევადი, თუ დანარჩენი ნივთიერებები არის აირები).

მასის მოქმედების კანონის (1) და (2) გამონათქვამებში მოლეკულების ან იონების ფორმულები კვადრატულ ფრჩხილებში ნიშნავს ამ ნაწილაკების წონასწორულ კონცენტრაციას გაზში ან ხსნარში. ამ შემთხვევაში, კონცენტრაციები არ უნდა იყოს დიდი (არაუმეტეს 0,1 მოლ/ლ), ვინაიდან ეს კოეფიციენტები მოქმედებს მხოლოდ იდეალური გაზებისა და იდეალური ხსნარებისთვის. (მაღალი კონცენტრაციის დროს მასის მოქმედების კანონი ძალაში რჩება, მაგრამ კონცენტრაციის ნაცვლად უნდა გამოვიყენოთ სხვა ფიზიკური რაოდენობა (ე.წ. აქტივობა), რომელიც ითვალისწინებს ურთიერთქმედებას გაზის ნაწილაკებს ან ხსნარებს შორის. აქტივობა არ არის კონცენტრაციის პროპორციული. ).

მასის მოქმედების კანონი გამოიყენება არა მხოლოდ შექცევადი ქიმიური რეაქციებისთვის, არამედ მრავალი შექცევადი ფიზიკური პროცესიც ემორჩილება მას, მაგალითად, ცალკეული ნივთიერებების შუალედური წონასწორობა აგრეგაციის ერთი მდგომარეობიდან მეორეში გადასვლისას. ასე რომ, აორთქლების შექცევადი პროცესი - წყლის კონდენსაცია შეიძლება გამოისახოს განტოლებით

H 2 O f H 2 O გ

ამ პროცესისთვის ჩვენ შეგვიძლია დავწეროთ წონასწორობის მუდმივის განტოლება:

შედეგად მიღებული თანაფარდობა ადასტურებს, კერძოდ, თქვენთვის ცნობილი ფიზიკის მტკიცებას, რომ ჰაერის ტენიანობა დამოკიდებულია ტემპერატურასა და წნევაზე.

20.2. ავტოპროტოლიზის მუდმივი (იონური პროდუქტი)

თქვენთვის ცნობილი მასობრივი მოქმედების კანონის კიდევ ერთი გამოყენება არის ავტოპროტოლიზის რაოდენობრივი აღწერა (თავი X § 5). იცით თუ არა, რომ სუფთა წყალი ჰომოფაზის წონასწორობაშია?

2H 2 OH 3 O + + OH -

რომლის რაოდენობრივი აღწერისთვის შეგიძლიათ გამოიყენოთ მასობრივი მოქმედების კანონი, რომლის მათემატიკური გამოხატულებაა ავტოპროტოლიზის მუდმივი(იონის პროდუქტი) წყლის

ავტოპროტოლიზი დამახასიათებელია არა მხოლოდ წყლისთვის, არამედ მრავალი სხვა სითხეებისთვისაც, რომელთა მოლეკულები ერთმანეთთან არის დაკავშირებული წყალბადის ბმებით, მაგალითად, ამიაკის, მეთანოლისა და წყალბადის ფტორიდისთვის:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -	კ(NH 3) = 1.91. 10 –33 (-50 o С-ზე);
2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O -	კ(CH 3 OH) = 4.90. 10–18 (25 o C-ზე);
2HF H 2 F + + F -	კ(HF) = 2.00 . 10–12 (0 o C-ზე).

ამ და მრავალი სხვა ნივთიერებისთვის ცნობილია ავტოპროტოლიზის მუდმივები, რომლებიც მხედველობაში მიიღება სხვადასხვა ქიმიური რეაქციისთვის გამხსნელის არჩევისას.

სიმბოლო ხშირად გამოიყენება ავტოპროტოლიზის მუდმივის აღსანიშნავად კ ს.

ავტოპროტოლიზის მუდმივი არ არის დამოკიდებული თეორიაზე, რომელშიც განიხილება ავტოპროტოლიზი. წონასწორობის მუდმივების მნიშვნელობები, პირიქით, დამოკიდებულია მიღებულ მოდელზე. ჩვენ ამას გადავამოწმებთ წყლის ავტოპროტოლიზის აღწერილობის შედარებით პროტოლიზური თეორიის (მარცხენა სვეტი) და ელექტროლიტური დისოციაციის მოძველებული, მაგრამ ჯერ კიდევ ფართოდ გავრცელებული თეორიის მიხედვით (მარჯვენა სვეტი):

ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიის მიხედვით, ვარაუდობდნენ, რომ წყლის მოლეკულები ნაწილობრივ იშლება (იხრწნება) წყალბადის იონებად და ჰიდროქსიდის იონებად. თეორია არ ხსნიდა ამ „დაშლის“ არც მიზეზებს და არც მექანიზმს. სახელწოდება "ავტოპროტოლიზის მუდმივი" ჩვეულებრივ გამოიყენება პროტოლიზურ თეორიაში, ხოლო "იონური პროდუქტი" ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიაში.

20.3. მჟავიანობის და ბაზისურობის მუდმივები. წყალბადის მაჩვენებელი

მასის მოქმედების კანონი ასევე გამოიყენება სხვადასხვა ნივთიერების მჟავა-ტუტოვანი თვისებების გასაზომად. პროტოლიზურ თეორიაში ამისთვის გამოიყენება მჟავიანობის და ფუძეობის მუდმივები, ხოლო ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიაში - დისოციაციის მუდმივები.

როგორ ხსნის პროტოლიზური თეორია ქიმიკატების მჟავა-ტუტოვან თვისებებს, თქვენ უკვე იცით (თ. XII § 4). მოდით შევადაროთ ეს მიდგომა ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიის მიდგომას შექცევადი ჰომოფაზის რეაქციის მაგალითის გამოყენებით ჰიდროციანმჟავას HCN წყალთან, სუსტი მჟავა (მარცხნივ - პროტოლიზური თეორიის მიხედვით, მარჯვნივ - თეორიის მიხედვით ელექტროლიტური დისოციაციის):

HCN + H 2 O H 3 O + + CN - კ კ(HCN) = K C. == 4.93. 10–10 მოლ/ლ

HCN H + + CN – წონასწორობის მუდმივი K Cამ შემთხვევაში ეწოდება დისოციაციის მუდმივი(ან იონიზაციის მუდმივი), აღინიშნება რომდა უდრის მჟავიანობის მუდმივას პროტოლიზურ თეორიაში. K = 4.93. 10–10 მოლ/ლ

ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიაში სუსტი მჟავის () პროტოლიზის ხარისხს უწოდებენ დისოციაციის ხარისხი(თუ მხოლოდ ეს თეორია მოცემულ ნივთიერებას მჟავად მიიჩნევს).

პროტოლიზურ თეორიაში, ფუძის დასახასიათებლად, შეგიძლიათ გამოიყენოთ მისი ბაზისურობის მუდმივი, ან შეგიძლიათ გაუმკლავდეთ კონიუგირებული მჟავას მჟავიანობის მუდმივას. ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიაში ბაზებად ითვლებოდა მხოლოდ ნივთიერებები, რომლებიც ხსნარში იშლება კატიონში და ჰიდროქსიდის იონებში, ამიტომ, მაგალითად, ვარაუდობდნენ, რომ ამიაკის ხსნარი შეიცავს "ამონიუმის ჰიდროქსიდს", ხოლო მოგვიანებით - ამიაკის ჰიდრატს.

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

NH3. H 2 O NH 4 + + OH - წონასწორობის მუდმივი K Cდა ამ შემთხვევაში ეწოდება დისოციაციის მუდმივი, აღინიშნება რომდა უდრის საფუძვლიანობის მუდმივას. K = 1.74. 10–5 მოლ/ლ ამ თეორიაში არ არსებობს კონიუგირებული მჟავის კონცეფცია. ამონიუმის იონი არ ითვლება მჟავად. მჟავე გარემო ამონიუმის მარილების ხსნარებში აიხსნება ჰიდროლიზით.

ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიაში კიდევ უფრო რთულია სხვა ნივთიერებების ძირითადი თვისებების აღწერა, რომლებიც არ შეიცავს ჰიდროქსილებს, მაგალითად, ამინებს (მეთილამინი CH 3 NH 2, ანილინი C 6 H 5 NH 2 და ა.შ.).

ხსნარების მჟავე და ძირითადი თვისებების დასახასიათებლად გამოიყენება სხვა ფიზიკური რაოდენობა - pH მნიშვნელობა(აღნიშნულია pH-ით, წაიკითხეთ "ph"). ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიის ფარგლებში წყალბადის ინდექსი განისაზღვრა შემდეგნაირად:

pH = -lg

უფრო ზუსტი განმარტება, ხსნარში წყალბადის იონების არარსებობისა და საზომი ერთეულების ლოგარითმების აღების შეუძლებლობის გათვალისწინებით:

pH = –lg ()

უფრო სწორი იქნება ამ მნიშვნელობას დავარქვათ "ოქსონიუმი" და არა pH მნიშვნელობა, მაგრამ ეს სახელი არ გამოიყენება.

იგი განისაზღვრება წყალბადის მსგავსად ჰიდროქსიდის ინდექსი(აღნიშნავს pOH, წაიკითხეთ "პე ოაშ").

pOH = -lg ()

წყალბადისა და ჰიდროქსიდის ინდექსების გამოსახატავად ხვეული ფრჩხილები, რომლებიც აღნიშნავენ სიდიდის რიცხობრივ მნიშვნელობას, ხშირად არ იდება, დაგვავიწყდეს, რომ შეუძლებელია ფიზიკური სიდიდეების ლოგარითმის აღება.

ვინაიდან წყლის იონური პროდუქტი მუდმივი მნიშვნელობაა არა მხოლოდ სუფთა წყალში, არამედ მჟავებისა და ფუძეების განზავებულ ხსნარებში, წყალბადის და ჰიდროქსიდის ინდექსები ურთიერთდაკავშირებულია:

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

სუფთა წყალში = = 10-7 მოლ/ლ, შესაბამისად, pH = pOH = 7.

მჟავა ხსნარში (მჟავე ხსნარში) არის ოქსონიუმის იონების ჭარბი რაოდენობა, მათი კონცენტრაცია 10-7 მოლ/ლ-ზე მეტია და, შესაბამისად, pH.< 7.

ფუძის ხსნარში (ტუტე ხსნარში), პირიქით, ჭარბობს ჰიდროქსიდის იონები და, შესაბამისად, ოქსონიუმის იონების კონცენტრაცია 10-7 მოლ/ლ-ზე ნაკლებია; ამ შემთხვევაში pH > 7.

20.4. ჰიდროლიზის მუდმივი

ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიის ფარგლებში ცალკე პროცესად განიხილება შექცევადი ჰიდროლიზი (მარილების ჰიდროლიზი), ხოლო გამოყოფენ ჰიდროლიზის შემთხვევებს.

• ძლიერი ფუძისა და სუსტი მჟავის მარილები
• სუსტი ფუძისა და ძლიერი მჟავის მარილები და
• სუსტი ფუძისა და სუსტი მჟავის მარილები.

განვიხილოთ ეს შემთხვევები პარალელურად პროტოლიზური თეორიის ფარგლებში და ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიის ფარგლებში.

ძლიერი ფუძის მარილი და სუსტი მჟავა

როგორც პირველი მაგალითი, განვიხილოთ KNO 2-ის ჰიდროლიზი, ძლიერი ფუძის მარილი და სუსტი მონობაზური მჟავა.

K +, NO 2 - და H 2 O. NO 2 - სუსტი ფუძეა, ხოლო H 2 O არის ამფოლიტი, ამიტომ შესაძლებელია შექცევადი რეაქცია NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, რომლის წონასწორობა აღწერილია ნიტრიტის იონის ბაზისურობის მუდმივით და შეიძლება გამოიხატოს აზოტის მჟავას მჟავიანობის მუდმივობით: K o (NO 2 -) \u003d

როდესაც ეს ნივთიერება იხსნება, ის შეუქცევად იშლება K + და NO 2 - იონებად: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - ხსნარში H + და NO 2 - იონების ერთდროული არსებობით, ხდება შექცევადი რეაქცია. H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - ჰიდროლიზის რეაქციის წონასწორობა აღწერილია ჰიდროლიზის მუდმივით ( კ თ) და შეიძლება გამოიხატოს დისოციაციის მუდმივის ( რომე) აზოტის მჟავა: K h = კკ . =

როგორც ხედავთ, ამ შემთხვევაში ჰიდროლიზის მუდმივი უდრის საბაზისო ნაწილაკების ბაზისურობის მუდმივას.

იმისდა მიუხედავად, რომ შექცევადი ჰიდროლიზი ხდება მხოლოდ ხსნარში, იგი მთლიანად „თრგუნავს“ წყლის მოცილებისას და, შესაბამისად, შეუძლებელია ამ რეაქციის პროდუქტების მიღება ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიის, მოლეკულური ჰიდროლიზის ფარგლებში. განტოლება ასევე იწერება:

KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2

როგორც სხვა მაგალითი, განვიხილოთ Na 2 CO 3 ჰიდროლიზი, ძლიერი ფუძის მარილი და სუსტი ორფუძიანი მჟავა. მსჯელობის ხაზი აქ ზუსტად იგივეა. ორივე თეორიის ფარგლებში მიიღება იონური განტოლება:

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

პროტოლიზური თეორიის ფარგლებში მას ეწოდება კარბონატული იონური პროტოლიზის განტოლება, ხოლო ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიის ფარგლებში - ნატრიუმის კარბონატის ჰიდროლიზის იონური განტოლება.

Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH

კარბონატული იონის ბაზისურობის მუდმივას TED-ის ფარგლებში ეწოდება ჰიდროლიზის მუდმივი და გამოიხატება „მეორე ეტაპზე ნახშირმჟავას დისოციაციის მუდმივით“, ანუ ჰიდროკარბონატული იონის მჟავიანობის მუდმივით.

უნდა აღინიშნოს, რომ ამ პირობებში, HCO 3 -, როგორც ძალიან სუსტი ბაზა, პრაქტიკულად არ რეაგირებს წყალთან, რადგან შესაძლო პროტოლიზი თრგუნავს ხსნარში ძალიან ძლიერი ბაზის ნაწილაკების, ჰიდროქსიდის იონების არსებობით.

სუსტი ფუძისა და ძლიერი მჟავის მარილი

განვიხილოთ NH 4 Cl-ის ჰიდროლიზი. TED-ის ფარგლებში ეს არის სუსტი მონომჟავური ფუძის მარილი და ძლიერი მჟავა.

ამ ნივთიერების ხსნარში არის ნაწილაკები: NH 4 +, Cl - და H 2 O. NH 4 + არის სუსტი მჟავა, ხოლო H 2 O არის ამფოლიტი, ამიტომ შესაძლებელია შექცევადი რეაქცია NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, რომლის წონასწორობა აღწერილია ამონიუმის იონის მჟავიანობის მუდმივობით და შეიძლება გამოიხატოს ამიაკის ფუძეობის მუდმივობით: K K (NH 4 +) \u003d

როდესაც ეს ნივთიერება იხსნება, ის შეუქცევად იშლება NH 4 + და Cl- იონებად: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - წყალი სუსტი ელექტროლიტია და შექცევადად იშლება: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3. H2O ამ ორი შექცევადი რეაქციის განტოლებების მიმატებით და მსგავსი ტერმინების მოყვანით, მივიღებთ იონური ჰიდროლიზის განტოლებას. NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ ჰიდროლიზის რეაქციის წონასწორობა აღწერილია ჰიდროლიზის მუდმივით და შეიძლება გამოიხატოს ამიაკის ჰიდრატის დისოციაციის მუდმივობით: K h =

ამ შემთხვევაში ჰიდროლიზის მუდმივი უდრის ამონიუმის იონის მჟავიანობის მუდმივას. ამიაკის ჰიდრატის დისოციაციის მუდმივი ტოლია ამიაკის ბაზისურობის მუდმივთან.

ჰიდროლიზის მოლეკულური განტოლება (TED-ის ფარგლებში): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl

ამ ტიპის მარილების ჰიდროლიზის რეაქციის კიდევ ერთი მაგალითია ZnCl 2-ის ჰიდროლიზი.

ამ ნივთიერების ხსნარში არის ნაწილაკები: Zn2+ აკ, Cl - და H 2 O. თუთიის იონები არის აკვაკაციები 2+ და არის სუსტი კათიონური მჟავები, ხოლო H 2 O არის ამფოლიტი, ამიტომ შესაძლებელია შექცევადი რეაქცია. 2= ​​+ H 2 O + + H 3 O + , რომლის წონასწორობა აღწერილია თუთიის აკვაკაციის მჟავიანობის მუდმივობით და შეიძლება გამოიხატოს ტრიაკვაჰიდროქსოზინკის იონის ბაზისურობის მუდმივობით: K K (2+) = =

როდესაც ეს ნივთიერება იხსნება, ის შეუქცევად იშლება Zn 2+ და Cl- იონებად: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - წყალი სუსტი ელექტროლიტია და შექცევადად იშლება: H 2 O H + + OH - ხსნარში OH - და Zn 2+ იონების ერთდროული არსებობით, ხდება შექცევადი რეაქცია. Zn 2+ + OH - ZnOH + ამ ორი შექცევადი რეაქციის განტოლებების მიმატებით და მსგავსი ტერმინების მოყვანით, მივიღებთ იონური ჰიდროლიზის განტოლებას. Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + ჰიდროლიზის რეაქციის წონასწორობა აღწერილია ჰიდროლიზის მუდმივით და შეიძლება გამოიხატოს "თუთიის ჰიდროქსიდის დისოციაციის მუდმივი მეორე ეტაპზე": K h =

ამ მარილის ჰიდროლიზის მუდმივი უდრის თუთიის აკვაკაციის მჟავიანობის მუდმივას, ხოლო თუთიის ჰიდროქსიდის დისოციაციის მუდმივი მეორე საფეხურზე უდრის + იონის ფუძეობის მუდმივას.

.+ იონი უფრო სუსტი მჟავაა ვიდრე 2+ იონი, ამიტომ იგი პრაქტიკულად არ რეაგირებს წყალთან, ვინაიდან ეს რეაქცია თრგუნავს ხსნარში ოქსონიუმის იონების არსებობის გამო. TED-ის ფარგლებში ეს განცხადება ასე ჟღერს: "თუთიის ქლორიდის ჰიდროლიზი მეორე ეტაპზე პრაქტიკულად არ მიდის".

ჰიდროლიზის მოლეკულური განტოლება (TED-ის ფარგლებში):

ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl.

სუსტი ფუძისა და სუსტი მჟავის მარილი

ამონიუმის მარილების გარდა, ასეთი მარილები ძირითადად წყალში უხსნადია. მაშასადამე, მოდით განვიხილოთ ამ ტიპის რეაქციები ამონიუმის ციანიდის NH 4 CN მაგალითის გამოყენებით.

ამ ნივთიერების ხსნარში არის ნაწილაკები: NH 4 +, CN - და H 2 O. NH 4 + არის სუსტი მჟავა, CN - სუსტი ფუძე, ხოლო H 2 O არის ამფოლიტი, ამიტომ შესაძლებელია ასეთი შექცევადი რეაქციები: NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , (1) CN - + H 2 O HCN + OH - , (2) NH 4 + + CN - NH 3 + HCN. (3) სასურველია ბოლო რეაქცია, რადგან მასში, პირველი ორისგან განსხვავებით, წარმოიქმნება სუსტი მჟავა და სუსტი ფუძე. სწორედ ეს რეაქცია მიმდინარეობს უპირატესად წყალში ამონიუმის ციანიდის გახსნისას, მაგრამ ამის დადგენა შეუძლებელია ხსნარის მჟავიანობის შეცვლით. ხსნარის უმნიშვნელო ალკალიზაცია განპირობებულია იმით, რომ მეორე რეაქცია ჯერ კიდევ გარკვეულწილად უფრო სასურველია, ვიდრე პირველი, რადგან ჰიდროციანმჟავას (HCN) მჟავიანობის მუდმივი გაცილებით ნაკლებია, ვიდრე ამიაკის ბაზისურობის მუდმივი. ამ სისტემაში წონასწორობა ხასიათდება ჰიდროციანმჟავას მჟავიანობის მუდმივით, ამიაკის ფუძემდებლობის მუდმივით და მესამე რეაქციის წონასწორობის მუდმივით: პირველი განტოლებიდან გამოვხატავთ ჰიდროციანმჟავას წონასწორულ კონცენტრაციას, ხოლო მეორე განტოლებიდან - ამიაკის წონასწორულ კონცენტრაციას და ამ რაოდენობებს ვცვლით მესამე განტოლებაში. შედეგად, ჩვენ ვიღებთ

როდესაც ეს ნივთიერება იხსნება, ის შეუქცევად იშლება NH 4 + და CN - იონებად: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - წყალი სუსტი ელექტროლიტია და შექცევადად იშლება: H 2 O H + + OH - ხსნარში OH - და NH 4 + იონების ერთდროული არსებობით, ხდება შექცევადი რეაქცია. NH 4 + + OH - NH 3. H2O და H + და CN - იონების ერთდროული არსებობით, კიდევ ერთი შექცევადი რეაქცია მიმდინარეობს ამ სამი შექცევადი რეაქციის განტოლებების მიმატებით და მსგავსი ტერმინების მოყვანით, მივიღებთ იონური ჰიდროლიზის განტოლებას. NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN ჰიდროლიზის მუდმივის ფორმა ამ შემთხვევაში შემდეგია: K h = და ეს შეიძლება გამოიხატოს ამიაკის ჰიდრატის დისოციაციის მუდმივობით და ჰიდროციანმჟავას დისოციაციის მუდმივით: K h =

ჰიდროლიზის მოლეკულური განტოლება (TED-ის ფარგლებში):

NH 4 CN + H 2 O NH 3. H2O + HCN

20.5. ხსნადობის მუდმივი (ხსნადობის პროდუქტი)

წყალში მყარი ნივთიერების ქიმიური დაშლის პროცესი (და არა მხოლოდ წყალში) შეიძლება გამოისახოს განტოლებით. მაგალითად, ნატრიუმის ქლორიდის დაშლის შემთხვევაში:

NaCl cr + ( ნ+მ)H 2 O = + + -

ეს განტოლება აშკარად აჩვენებს, რომ ნატრიუმის ქლორიდის დაშლის ყველაზე მნიშვნელოვანი მიზეზი არის Na + და Cl - იონების ჰიდრატაცია.

გაჯერებულ ხსნარში დამყარებულია ჰეტეროფაზის წონასწორობა:

NaCl cr + ( ნ+მ)H 2 O + + -,

რომელიც ემორჩილება მასობრივი მოქმედების კანონს. მაგრამ, რადგან ნატრიუმის ქლორიდის ხსნადობა საკმაოდ მნიშვნელოვანია, წონასწორობის მუდმივის გამოხატულება ამ შემთხვევაში შეიძლება დაიწეროს მხოლოდ იონების აქტივობების გამოყენებით, რომლებიც შორს არის ყოველთვის ცნობილი.

ცუდად ხსნადი (ან პრაქტიკულად უხსნადი ნივთიერების) ხსნარში წონასწორობის შემთხვევაში, გაჯერებულ ხსნარში წონასწორობის მუდმივის გამოხატულება შეიძლება დაიწეროს წონასწორული კონცენტრაციების გამოყენებით. მაგალითად, წონასწორობისთვის ვერცხლის ქლორიდის გაჯერებულ ხსნარში

AgCl cr + ( ნ+მ)H 2 O + + -

ვინაიდან წყლის წონასწორული კონცენტრაცია განზავებულ ხსნარში თითქმის მუდმივია, შეგვიძლია დავწეროთ

K G (AgCl) = K C . ნ+მ = .

იგივე გამარტივდა

K G (AgCl) = ან კ G(AgCl) =

შედეგად მიღებული მნიშვნელობა ( კდ) დასახელებულია ჰიდრატაციის მუდმივები(ნებისმიერი და არა მხოლოდ წყალხსნარის შემთხვევაში - ამოხსნის მუდმივები).

ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიის ფარგლებში, წონასწორობა AgCl ხსნარში იწერება შემდეგნაირად:

AgCl cr Ag + + Cl –

შესაბამისი მუდმივი ეწოდება ხსნადობის პროდუქტიდა აღინიშნება ასოებით PR.

PR (AgCl) =

ფორმულის ერთეულში კათიონებისა და ანიონების თანაფარდობიდან გამომდინარე, ხსნადობის მუდმივის გამოხატულება (ხსნადობის პროდუქტი) შეიძლება იყოს განსხვავებული, მაგალითად:

ზოგიერთი ცუდად ხსნადი ნივთიერების ჰიდრატაციის მუდმივების (ხსნადობის პროდუქტების) მნიშვნელობები მოცემულია დანართ 15-ში.

ხსნადობის პროდუქტის ცოდნა, ადვილია გამოვთვალოთ ნივთიერების კონცენტრაცია გაჯერებულ ხსნარში. მაგალითები:

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

PR (BaSO 4) \u003d \u003d 1.8. 10–10 მოლი 2/ლ 2.

c(BaSO4) = = = = = 1.34. 10–5 მოლ/ლ.

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

PR \u003d 2 \u003d 6.3. 10 –6 მოლი 3 /ლ 3 .

2 PR = (2) 2 = 4 3

გ == = = 1.16. 10–2 მოლ/ლ.

თუ ქიმიური რეაქციის დროს ხსნარში ჩნდება იონები, რომლებიც ცუდად ხსნადი ნივთიერების ნაწილია, მაშინ, ამ ნივთიერების ხსნადობის პროდუქტის ცოდნით, ადვილია იმის დადგენა, გაჩნდება თუ არა ის ნალექი.
მაგალითები:

1. დაილექება თუ არა სპილენძის ჰიდროქსიდი, როდესაც 100 მლ 0,01 მ კალციუმის ჰიდროქსიდის ხსნარს ემატება 0,001 მ სპილენძის სულფატის თანაბარ მოცულობას?

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

სპილენძის ჰიდროქსიდის ნალექი წარმოიქმნება, თუ Cu 2+ და OH - იონების კონცენტრაციების პროდუქტი აღემატება ამ ნაკლებად ხსნადი ჰიდროქსიდის ხსნადობის პროდუქტს. თანაბარი მოცულობის ხსნარების ჩამოსხმის შემდეგ, ხსნარის მთლიანი მოცულობა გახდება ორჯერ დიდი, ვიდრე თითოეული საწყისი ხსნარის მოცულობა, შესაბამისად, თითოეული რეაქტიულის კონცენტრაცია (რეაქციის დაწყებამდე) განახევრდება. კონცენტრაცია სპილენძის იონების მიღებულ ხსნარში

c(Cu 2+) \u003d (0,001 მოლ/ლ): 2 \u003d 0,0005 მოლ/ლ.

ჰიდროქსიდის იონების კონცენტრაცია -

c (OH -) \u003d (2. 0.01 მოლ / ლ): 2 \u003d 0.01 მოლ / ლ.

სპილენძის ჰიდროქსიდის ხსნადობის პროდუქტი

PR \u003d 2 \u003d 5.6. 10–20 მოლი 3/ლ 3.

c(Cu 2+) . ( გ(OH -)) 2 \u003d 0,0005 მოლ / ლ. (0,01 მოლ/ლ) 2 \u003d 5. 10–8 მოლი 3 / ლ 3 .

პროდუქტის კონცენტრაცია უფრო მეტია, ვიდრე ხსნადობის პროდუქტი, ამიტომ წარმოიქმნება ნალექი.

2. 0,02 მ ნატრიუმის სულფატის ხსნარის და 0,04 მ ვერცხლის ნიტრატის ხსნარის თანაბარი მოცულობების ჩამოსხმისას ნალექი გამოვა ვერცხლის სულფატი?

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

კონცენტრაცია ვერცხლის იონების მიღებულ ხსნარში

c (Ag +) \u003d (0,04 მოლ / ლ): 2 \u003d 0,02 მოლ / ლ.

სულფატის იონების მიღებულ ხსნარში კონცენტრაცია

c(SO 4 2-) \u003d (0,02 მოლ/ლ): 2 \u003d 0,01 მოლ/ლ.

ვერცხლის სულფატის ხსნადობის პროდუქტი

PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10–5 მოლი 3/ლ 3.

ხსნარში იონების კონცენტრაციის პროდუქტი

{გ(აგ +)) 2. გ(SO 4 2-) \u003d (0,02 მოლ/ლ) 2. 0,01 მოლ/ლ \u003d 4. 10 –6 მოლი 3 /ლ 3 .

კონცენტრაციის პროდუქტი ნაკლებია ხსნადობის პროდუქტზე, ამიტომ ნალექი არ წარმოიქმნება.

20.6. გარდაქმნის ხარისხი (პროტოლიზის ხარისხი, დისოციაციის ხარისხი, ჰიდროლიზის ხარისხი)

რეაქციის ეფექტურობა ჩვეულებრივ ფასდება რეაქციის პროდუქტის მოსავლიანობის გამოთვლით (ნაწილი 5.11). თუმცა, რეაქციის ეფექტურობა ასევე შეიძლება შეფასდეს იმით, თუ რომელი ნაწილი გადაიქცა ყველაზე მნიშვნელოვანი (ჩვეულებრივ ყველაზე ძვირადღირებული) ნივთიერებიდან რეაქციის სამიზნე პროდუქტად, მაგალითად, SO 2-ის რომელი ნაწილი გადაიქცა SO 3-ად წარმოების დროს. გოგირდმჟავას, ანუ იპოვონ კონვერტაციის ხარისხიორიგინალური ნივთიერება.

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

ქლორი (რეაგენტი) თანაბრად გარდაიქმნება კალიუმის ქლორიდად და კალიუმის ჰიპოქლორიტად. ამ რეაქციაში, თუნდაც KClO-ს 100%-იანი გამოსავლიანობით, ქლორის მასში გადაქცევის ხარისხი 50%-ია.

თქვენთვის ცნობილი რაოდენობა - პროტოლიზის ხარისხი (პუნქტი 12.4) - არის კონვერტაციის ხარისხის განსაკუთრებული შემთხვევა:

TED-ის ფარგლებში მსგავს რაოდენობებს ეძახიან დისოციაციის ხარისხიმჟავები ან ფუძეები (ასევე მოხსენიებული, როგორც პროტოლიზის ხარისხი). დისოციაციის ხარისხი დაკავშირებულია დისოციაციის მუდმივთან ოსტვალდის განზავების კანონის მიხედვით.

ამავე თეორიის ფარგლებში ჰიდროლიზის წონასწორობა ხასიათდება ჰიდროლიზის ხარისხი (თ), შემდეგი გამონათქვამების გამოყენებისას, რომლებიც მას უკავშირებენ ნივთიერების საწყის კონცენტრაციას ( თან) და ჰიდროლიზის დროს წარმოქმნილი სუსტი მჟავების (K HA) და სუსტი ფუძეების დისოციაციის მუდმივები ( კ MOH):

პირველი გამოთქმა მოქმედებს სუსტი მჟავას მარილის ჰიდროლიზისთვის, მეორე სუსტი ფუძის მარილისთვის და მესამე სუსტი მჟავისა და სუსტი ფუძის მარილისთვის. ყველა ეს გამონათქვამი შეიძლება გამოყენებულ იქნას მხოლოდ განზავებული ხსნარებისთვის, ჰიდროლიზის ხარისხით არაუმეტეს 0,05 (5%).

მასის მოქმედების კანონი, ჰომოფაზური რეაქციები, ჰეტეროფაზური რეაქციები, მყარი ფაზის რეაქციები, ავტოპროტოლიზის მუდმივი (იონური პროდუქტი), დისოციაციის (იონიზაციის) მუდმივი, დისოციაციის (იონიზაციის) ხარისხი, წყალბადის ინდექსი, ჰიდროქსიდის ინდექსი, ჰიდროლიზის მუდმივი, ხსნადობის მუდმივი (ხსნადობის პროდუქტი), კონვერტაციის ხარისხი.

1. ჩამოთვალეთ ფაქტორები, რომლებიც ცვლის ქიმიურ წონასწორობას და ცვლის წონასწორობის მუდმივას.
2. რა ფაქტორები იძლევა ქიმიური წონასწორობის გადატანას წონასწორობის მუდმივის შეცვლის გარეშე?
3. 1 ლიტრში აუცილებელია 0,5 მოლი NaCl, 0,16 მოლი KCl და 0,24 მოლი K 2 SO 4 შემცველი ხსნარის მომზადება. როგორ გავაკეთოთ ეს, როცა თქვენს განკარგულებაშია მხოლოდ ნატრიუმის ქლორიდი, კალიუმის ქლორიდი და ნატრიუმის სულფატი?
4. განსაზღვრეთ ძმარმჟავას, ჰიდროციანური და აზოტის მჟავების პროტოლიზის ხარისხი დეციმოლარულ, ცენტმოლარულ და მილიმოლარულ ხსნარებში.
5. ბუტირის მჟავას პროტოლიზის ხარისხი 0,2 M ხსნარში არის 0,866%. განსაზღვრეთ ამ ნივთიერების მჟავიანობის მუდმივი.
6. ხსნარის რომელ კონცენტრაციაზე იქნება აზოტის მჟავას პროტოლიზის ხარისხი 0,2?
7. რამდენი წყალი უნდა დაემატოს 300 მლ 0,2 მ ძმარმჟავას ხსნარს, რომ გაორმაგდეს მჟავა პროტოლიზის ხარისხი?
8. დაადგინეთ ჰიპოქლორმჟავას პროტოლიზის ხარისხი, თუ მის ხსნარში pH = 6. როგორია მჟავას კონცენტრაცია ამ ხსნარში?
9. ხსნარის pH არის 3. როგორი უნდა იყოს ამისათვის ა) აზოტმჟავას, ბ) ძმარმჟავას კონცენტრაცია?
10. როგორ უნდა შეიცვალოს ხსნარში ა) ოქსონიუმის იონების, ბ) ჰიდროქსიდის იონების კონცენტრაცია ისე, რომ ხსნარის pH გაიზარდოს ერთით?
11. რამდენ ოქსონიუმის იონს შეიცავს 1 მლ ხსნარი pH = 12-ზე?
12. როგორ შეიცვლება წყლის pH, თუ მას 10 ლიტრს დაემატება 0,4 გ NaOH?
13. გამოთვალეთ ოქსონიუმის და ჰიდროქსიდის იონების კონცენტრაციები, აგრეთვე წყალბადის და ჰიდროქსიდის ინდექსების მნიშვნელობები შემდეგ წყალხსნარებში: ა) 0,01 მ HCl ხსნარი; ბ) CH 3 COOH 0,01 მ ხსნარი; გ) 0,001 M NaOH ხსნარი; დ) 0,001 მ NH 3 ხსნარი.
14. დანართში მოცემული ხსნადობის პროდუქტების მნიშვნელობების გამოყენებით განსაზღვრეთ გახსნილი ნივთიერებების კონცენტრაცია და მასობრივი წილი ა) ვერცხლის ქლორიდის, ბ) კალციუმის სულფატის, გ) ალუმინის ფოსფატის ხსნარში.
15. განსაზღვრეთ წყლის მოცულობა, რომელიც საჭიროა ბარიუმის სულფატის დასაშლელად 1 გ მასით 25 o C ტემპერატურაზე.
16. რამდენია იონების სახით ვერცხლის მასა 25 o C ტემპერატურაზე გაჯერებულ ვერცხლის ბრომიდის 1 ლიტრ ხსნარში?
17. 25 o C ტემპერატურაზე გაჯერებული ვერცხლის სულფიდის ხსნარის რა მოცულობა შეიცავს 1 მგ ხსნარს?
18. წარმოიქმნება თუ არა ნალექი, თუ 0,4 M KCl ხსნარის თანაბარი მოცულობა დაემატება 0,05 M Pb(NO 3) 2 ხსნარს?
19. დაადგინეთ, წარმოიქმნება თუ არა ნალექი 5 მლ 0,004 M CdCl 2 ხსნარის და 15 მლ 0,003 M KOH ხსნარის ჩამოსხმის შემდეგ.
20. თქვენს განკარგულებაშია შემდეგი ნივთიერებები: NH 3 , KHS, Fe, Al(OH) 3 , CaO, NaNO 3 , CaCO 3 , N 2 O 5 , LiOH, Na 2 SO 4 . 10H2O, Mg (OH) Cl, Na, Ca (NO 2) 2. 4H2O, ZnO, NaI. 2H2O, CO2, N2, Ba(OH)2. 8H2O, AgNO3. თითოეულ ამ ნივთიერებაზე, ცალკე ბარათზე, უპასუხეთ შემდეგ კითხვებს:

1) როგორია ამ ნივთიერების სტრუქტურა ნორმალურ პირობებში (მოლეკულური თუ არამოლეკულური)?
2) აგრეგაციის რა მდგომარეობაშია ეს ნივთიერება ოთახის ტემპერატურაზე?
3) რა ტიპის კრისტალებს წარმოქმნის ეს ნივთიერება?
4) აღწერეთ ქიმიური ბმა ამ ნივთიერებაში.
5) რა კლასს მიეკუთვნება ეს ნივთიერება ტრადიციული კლასიფიკაციის მიხედვით?
6) როგორ ურთიერთქმედებს ეს ნივთიერება წყალთან? თუ ის იხსნება ან რეაგირებს, მიეცით ქიმიური განტოლება. შეგვიძლია ამ პროცესის შებრუნება? თუ ვაკეთებთ, მაშინ რა პირობებში? რა ფიზიკურმა რაოდენობამ შეიძლება დაახასიათოს წონასწორობის მდგომარეობა ამ პროცესში? თუ ნივთიერება ხსნადია, როგორ შეიძლება გაიზარდოს მისი ხსნადობა?
7) შესაძლებელია თუ არა ამ ნივთიერების რეაქცია მარილმჟავასთან? თუ შესაძლებელია, რა პირობებში? მიეცით რეაქციის განტოლება. რატომ ხდება ეს რეაქცია? არის ის შექცევადი? თუ შექცევადია, მაშინ რა პირობებში? როგორ გავზარდოთ მოსავლიანობა ამ რეაქციაში? რა შეიცვლება, თუ მარილმჟავას ნაცვლად გამოვიყენებთ მშრალ წყალბადის ქლორიდს? მიეცით შესაბამისი რეაქციის განტოლება.
8) შესაძლებელია თუ არა ამ ნივთიერების რეაქცია ნატრიუმის ჰიდროქსიდის ხსნარით? თუ შესაძლებელია, რა პირობებში? მიეცით რეაქციის განტოლება. რატომ ხდება ეს რეაქცია? არის ის შექცევადი? თუ შექცევადია, მაშინ რა პირობებში? როგორ გავზარდოთ მოსავლიანობა ამ რეაქციაში? რა შეიცვლება, თუ ნატრიუმის ჰიდროქსიდის ხსნარის ნაცვლად გამოყენებული იქნება მშრალი NaOH? მიეცით შესაბამისი რეაქციის განტოლება.
9) მიეცით თქვენთვის ცნობილი ყველა მეთოდი ამ ნივთიერების მისაღებად.
10) მიეცით ამ ნივთიერების თქვენთვის ცნობილი ყველა დასახელება.
ამ კითხვებზე პასუხის გაცემისას შეგიძლიათ გამოიყენოთ ნებისმიერი საცნობარო ლიტერატურა.

10. მოლეკულური კრისტალები. წყალბადის ბმები და ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება.

11. ატომური კრისტალები.

12. კრისტალების გამტარობის ზოლის თეორია.

13. ნახევარგამტარები.

14. სუფთა ნივთიერების რაოდენობრივი მახასიათებლები: მათი განსაზღვრისა და გამოთვლის ექსპერიმენტული მეთოდი.

15. გადაწყვეტილებები. ხსნარის კონცენტრაციის გამოხატვის მეთოდები: მასური წილი, მოლური წილი, მოლური კონცენტრაცია.

16. ეკვივალენტის მოლური კონცენტრაცია. ექვივალენტი. ეკვივალენტობის კოეფიციენტი და მისი გამოთვლის თავისებურებები. ეკვივალენტის მოლური მასა.

17. ფაზის გადასვლები. ფაზის წონასწორობა. ფაზების დიაგრამები და მათი ანალიზი.

18. ხსნარების კოლექტიური თვისებები.

19. თერმოქიმიური სითბო. ქიმიური რეაქციის და ფაზური გადასვლის თერმული ეფექტი.

20. ჰესის კანონი და მისი შედეგები.

21. თერმული ეფექტის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე. კირჩჰოფის განტოლება

22. ქიმიური რეაქციის თერმული ეფექტის ექსპერიმენტული განსაზღვრა.

23. ქიმიური კინეტიკის ძირითადი ცნებები: ქიმიური რეაქციის სიჩქარე, მოლეკულურობა, მარტივი და რთული რეაქციის ქიმიური კინეტიკის თვალსაზრისით. ქიმიური კინეტიკის ძირითადი კანონი (პოსტულატი).

24. ტემპერატურის გავლენა ქიმიური რეაქციის სიჩქარეზე

25. კატალიზი და მისი მახასიათებლები

26. რეაქციის რიგისა და სიჩქარის მუდმივის განსაზღვრის ექსპერიმენტული მეთოდი.

27. ელექტროლიტები. ელექტროლიტური დისოციაციის თეორია გვ. არენიუსი.

28. ძლიერი ელექტროლიტების თეორია. აქტივობა. აქტივობის კოეფიციენტი. აქტივობის კოეფიციენტის დამოკიდებულება ხსნარის იონურ სიძლიერეზე.

29. სუსტი ელექტროლიტები. მჟავიანობა და ფუძე მუდმივი. ოსვალდის განზავების კანონი.

30. წყალი სუსტი ელექტროლიტია. წყლის იონური პროდუქტი. Ph. POh

31.წყალბადის ინდექსის ექსპერიმენტული განსაზღვრა

32. pH-ის გამოთვლა ძლიერი ელექტროლიტური ხსნარში.

33. pH-ის გამოთვლა სუსტი ელექტროლიტის ხსნარში.

34. ჰეტეროგენული წონასწორობა ელექტროლიტის ხსნარში. ხსნადობის პროდუქტი.

35. იონგაცვლის რეაქციები და მათი გამოყენება ხარისხობრივ ანალიზში

36. მარილების ჰიდროლიზი.

37. მჟავა-ტუტოვანი ტიტრაცია. ხსნარის კონცენტრაციის განსაზღვრა ტიტრირების მეთოდის საფუძველზე.

38. ტიტრაციის მრუდები. ინდიკატორის შერჩევა ტიტრირების მრუდის მიხედვით.

39. დაჟანგვის ხარისხი.რედოქსის რეაქციები.

40. გარემოს გავლენა რედოქს პროცესების მიმდინარეობაზე (MnO4 იონის მაგალითზე)

29. სუსტი ელექტროლიტები. მჟავიანობა და ფუძე მუდმივი. ოსვალდის განზავების კანონი.

სუსტი ელექტროლიტები არის ქიმიური ნაერთები, რომელთა მოლეკულები, თუნდაც უაღრესად განზავებულ ხსნარებში, ოდნავ იშლება იონებად, რომლებიც დინამიურ წონასწორობაში არიან გაუნაწილებელ მოლეკულებთან. სუსტი ელექტროლიტები მოიცავს ორგანულ მჟავებს და ბევრ ორგანულ ფუძეს წყალხსნარში და არაწყლიან ხსნარებში.

სუსტი ელექტროლიტებია:

თითქმის ყველა ორგანული მჟავა და წყალი;

ზოგიერთი არაორგანული მჟავა: HF, HClO, HClO 2 , HNO 2 , HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 3 და სხვა;

ზოგიერთი ნაკლებად ხსნადი ლითონის ჰიდროქსიდი: Fe (OH) 3, Zn (OH) 2 და ა.შ.

მჟავა დისოციაციის მუდმივი (Ka) - მჟავის დისოციაციის რეაქციის წონასწორობის მუდმივი წყალბადის იონში და მჟავა ნარჩენის ანიონში. პოლიბაზური მჟავებისთვის, რომელთა დისოციაცია ხდება რამდენიმე ეტაპად, ისინი მოქმედებენ ცალკეული მუდმივებით დისოციაციის სხვადასხვა სტადიისთვის, აღნიშნავენ მათ K a1, K a2 და ა.შ.

დიაბაზური მჟავის გაანგარიშების მაგალითი:

უფრო ხშირად, თავად K დისოციაციის მუდმივის ნაცვლად, გამოიყენება pK მნიშვნელობა, რომელიც განისაზღვრება, როგორც თავად მუდმივის უარყოფითი ათობითი ლოგარითმი:

ფუძე არის ქიმიური ნაერთი, რომელსაც შეუძლია შექმნას კოვალენტური ბმა პროტონთან (ბრონსტედის ბაზა) ან სხვა ქიმიური ნაერთის (ლუისის ბაზა) ვაკანტურ ორბიტალთან. ვიწრო გაგებით, ბაზები გაგებულია, როგორც ძირითადი ჰიდროქსიდები - რთული ნივთიერებები, რომელთა დისოციაციის დროს წყალხსნარებში იშლება მხოლოდ ერთი ტიპის ანიონი - ჰიდროქსიდის იონები OH-.

ბრონსტედ-ლოურის თეორია შესაძლებელს ხდის ფუძეების სიძლიერის რაოდენობრივ განსაზღვრას, ანუ მათი უნარის გამოყოფა პროტონის მჟავებისგან. ეს ჩვეულებრივ კეთდება ბაზისურობის მუდმივის Kb-ის გამოყენებით - ბაზის რეაქციის წონასწორობის მუდმივი საცნობარო მჟავასთან, რისთვისაც არჩეულია წყალი. რაც უფრო მაღალია საფუძვლიანობის მუდმივი, მით უფრო მაღალია ფუძის სიძლიერე და მით უფრო დიდია მისი უნარი გაყოს პროტონი. ხშირად, საფუძვლიანობის მუდმივი გამოიხატება როგორც pKb საფუძვლიანობის მუდმივის ინდექსი. მაგალითად, ამიაკის, როგორც ბრონსტედის ბაზაზე, შეიძლება დაწეროთ:

ოსტვალდის განზავების კანონი არის მიმართება, რომელიც გამოხატავს ორობითი სუსტი ელექტროლიტის განზავებული ხსნარის ექვივალენტური ელექტრული გამტარობის დამოკიდებულებას ხსნარის კონცენტრაციაზე:

აქ K არის ელექტროლიტის დისოციაციის მუდმივი, c არის კონცენტრაცია, λ და λ∞ არის ექვივალენტური ელექტრული გამტარობის მნიშვნელობები, შესაბამისად, c კონცენტრაციაზე და უსასრულო განზავებისას. თანაფარდობა არის მასობრივი მოქმედებისა და თანასწორობის კანონის შედეგი, სადაც α არის დისოციაციის ხარისხი.

30. წყალი სუსტი ელექტროლიტია. წყლის იონური პროდუქტი. Ph. POh

წყლის იონური პროდუქტი არის წყალბადის იონების H+ და ჰიდროქსილის იონების OH− კონცენტრაციების პროდუქტი წყალში ან წყალხსნარებში, წყლის ავტოპროტოლიზის მუდმივი.

წყალი, თუმცა სუსტი ელექტროლიტია, მცირე რაოდენობით იშლება:

ამ რეაქციის წონასწორობა ძლიერად არის გადატანილი მარცხნივ. წყლის დისოციაციის მუდმივი შეიძლება გამოითვალოს ფორმულით:

ჰიდრონიუმის იონის კონცენტრაცია (პროტონები);

ჰიდროქსიდის იონების კონცენტრაცია;

წყლის კონცენტრაცია (მოლეკულური ფორმით) წყალში;

წყლის კონცენტრაცია წყალში, მისი დისოციაციის დაბალი ხარისხის გათვალისწინებით, პრაქტიკულად მუდმივია და არის (1000 გ/ლ)/(18 გ/მოლ) = 55,56 მოლ/ლ.

25 °C ტემპერატურაზე წყლის დისოციაციის მუდმივია 1,8 10−16 მოლ/ლ. განტოლება (1) შეიძლება გადაიწეროს შემდეგნაირად:

მოდით აღვნიშნოთ პროდუქტი K· \u003d K в \u003d 1,8 10 -16 მოლ / ლ 55,56 მოლი / ლ \u003d 10 -14 მოლ² / ლ² \u003d (25 ° C-ზე).

მუდმივ K-ში, რომელიც ტოლია პროტონებისა და ჰიდროქსიდის იონების კონცენტრაციის ნამრავლს, ეწოდება წყლის იონური პროდუქტი. ის მუდმივია არა მხოლოდ სუფთა წყლისთვის, არამედ ნივთიერებების განზავებული წყალხსნარებისთვისაც. ტემპერატურის მატებასთან ერთად იზრდება წყლის დისოციაცია, შესაბამისად, კვ-ც იზრდება, ტემპერატურის კლებასთან ერთად, პირიქით.

წყალბადის ინდექსი, pH - წყალბადის იონების აქტივობის საზომი ხსნარში და რაოდენობრივად გამოხატავს მის მჟავიანობას, გამოითვლება როგორც უარყოფითი (საპირისპირო ნიშნით აღებული) ათწილადი ლოგარითმი წყალბადის იონების აქტივობის, გამოხატული მოლები ლიტრზე:

საპასუხო pH მნიშვნელობა გარკვეულწილად ნაკლებად გავრცელდა - ხსნარის ბაზისურობის მაჩვენებელი, pOH, ტოლია OH იონების ხსნარში კონცენტრაციის უარყოფითი ათობითი ლოგარითმის -:

დამაკავშირებელი განტოლება:

ზოგად შემთხვევაში, ბრონსტედ-ლოურის პროტოლიზური თეორიის შესაბამისად, განტოლების (4.2) მიხედვით, სუსტი მონობაზური მჟავის დისოციაციისთვის გვაქვს:

ჭეშმარიტი თერმოდინამიკური მუდმივი რომეს ბალანსი იქნება

სადაც ყველა აქტივობა არის წონასწორული. წარმოვიდგინოთ ეს თანაფარდობა სახით:

აღნიშნეთ, როგორც წინა შემთხვევაში, ორი მუდმივის ნამრავლი რომდა a (H 2 O) მეშვეობით (H 2 O) \u003d consst at T=კონსტ. მერე

ან დაახლოებით:

სადაც ყველა კონცენტრაცია წონასწორულია. აქ არის ღირებულება რომ ადაურეკა მჟავა დისოციაციის (იონიზაციის) მუდმივი ან უბრალოდ მჟავიანობის მუდმივი.

ბევრი სუსტი მჟავისთვის, რიცხვითი მნიშვნელობები რომ აძალიან მცირეა, ამიტომ ნაცვლად რომ ამიმართეთ სიძლიერის მაჩვენებელი (ან უბრალოდ მაჩვენებელი):

RK ა =- ლგ რომ ა .

Უფრო რომ ა(ანუ რაც უფრო პატარაა პ რომ ა ), რაც უფრო ძლიერია მჟავა.

მონობაზური მჟავას HB-ის საწყისი კონცენტრაცია უდრის ხსნარში მისი დისოციაციის (იონიზაციის) ხარისხს. მაშინ [Н 3 О + ] და [В - ] იონების წონასწორული კონცენტრაციები ტოლი იქნება [Н 3 О + ] = [В - ] = ას ა , წონასწორული მჟავის კონცენტრაცია [HB] = თან ა - α თან ა = თან ა(1 - α). წონასწორული კონცენტრაციების ამ მნიშვნელობების ჩანაცვლებით წონასწორობის მუდმივის გამოხატულებაში (4.10), მივიღებთ:

თუ კონცენტრაციის ნაცვლად თან აგამოიყენეთ მისი ორმხრივი ვ- განზავება (განზავება), გამოხატული ლ/მოლში, V=1/თან ა , შემდეგ ფორმულა რომ აასე გამოიყურება:

ეს თანაფარდობა, ისევე როგორც გამოხატულება

აღწერე ოსტვალდის განზავების კანონი (ან განზავების კანონი).სუსტი ორობითი ელექტროლიტისთვის. a1-სთვის (ტიპიური შემთხვევა ბევრ ანალიტიკურ სისტემაში)

ადვილია იმის ჩვენება, რომ ზოგადად, ნებისმიერი შემადგენლობის K n A m სუსტი ელექტროლიტისთვის, რომელიც იშლება სქემის მიხედვით იონებად.

K n A m = პრომ t+ +ტმაგრამ ნ -

ოსტვალდის განზავების კანონი აღწერილია მიმართებით

სადაც თან- სუსტი ელექტროლიტის საწყისი კონცენტრაცია, მაგალითად, სუსტი მჟავა. ასე რომ, ორთოფოსფორის მჟავისთვის H 3 RO 4 (პ = 3,

ტ= 1), რომელიც მთლიანობაში იშლება იონებად სქემის მიხედვით

.

ორობითი ელექტროლიტისთვის, კავშირი გადაიქცევა (4.11). a1-სთვის გვაქვს:

მოდით ვიპოვოთ HB მონობაზმჟავას ხსნარის pH-ის წონასწორული მნიშვნელობა. წყალბადის იონების წონასწორული კონცენტრაცია

აღნიშვნის გამოყენებით მივიღებთ:

pH = 0.5 (გვ რომ ა+გვ თან ა). (4.12)

ამრიგად, სუსტი მონობაზური მჟავის ხსნარის pH-ის წონასწორობის გამოსათვლელად აუცილებელია ვიცოდეთ ამ მჟავის მჟავიანობის მუდმივი. რომ ადა მისი საწყისი კონცენტრაცია თან ა .

გამოთვალეთ ძმარმჟავას ხსნარის pH საწყისი კონცენტრაციით 0,01 მოლ/ლ.

ოთახის ტემპერატურაზე ძმარმჟავისთვის რომ ა = 1.74 10 -5 და გვ რომ ა = 4,76.

ფორმულის მიხედვით (4.12) შეგვიძლია დავწეროთ:

pH = 0.5 (გვ რომ ა+გვ თან ა) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

მსგავსი განხილვა შეიძლება განხორციელდეს წონასწორობისთვის ნებისმიერი სუსტი ამოხსნისას მრავალძირიანიმჟავები.

პოლიბაზური მჟავები იშლება იონებად ეტაპობრივად, რამდენიმე ეტაპად, რომელთაგან თითოეული ხასიათდება წონასწორობის საკუთარი მუდმივით. ეტაპობრივი მჟავა დისოციაციის მუდმივი.ასე რომ, მაგალითად, ორთობორის მჟავას H 3 BO 3 ხსნარებში იქმნება წონასწორობა (მუდმივების მნიშვნელობები მოცემულია 25 ° C-ზე):

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

H 2 O \u003d H 3 O + +, რომ 2 =

H 2 O \u003d H 3 O + +, რომ 3 =

ყოველი მომდევნო ეტაპის მჟავას დისოციაციის მუდმივა ნაკლებია წინა საფეხურის დისოციაციის მუდმივზე - ჩვეულებრივ, სიდიდის რამდენიმე რიგით.

ყველა ეტაპობრივი დისოციაციის მუდმივების ნამრავლი ტოლია მჟავას დისოციაციის მთლიანი მუდმივის K:

რომ 1 რომ 2 ...TO პ = კ.

ამრიგად, ადვილია იმის დანახვა, რომ ორთობორის მჟავას მნიშვნელობა აქვს

რომ 1 რომ 2 რომ 3 =K=

არის ჯამური მჟავას დისოციაციის მუდმივი სქემის მიხედვით:

4.3.2 სუსტი ფუძეების ხსნარების ფუძის მუდმივი და pH

ბრონსტედ-ლოურის მჟავებისა და ფუძეების პროტოლიზური თეორიის შესაბამისად, ზოგად შემთხვევაში, ერთი მჟავა სუსტი ფუძის B იონიზაციისთვის წყალხსნარებში შეიძლება დაწეროთ:

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

თუ ფუძის იონიზაციის ხარისხი არის a1, მაშინ კონცენტრაციის მუდმივი შეიძლება მივიღოთ ამ ქიმიური წონასწორობის მუდმივად.

წინას მსგავსად, მივიღებთ:

რომ = = კ ბ = const როდესაც თ= კონსტ

როგორც ორი მუდმივის ნამრავლი რომ\u003d const და [H 2 O] \u003d const.

რაოდენობას ვუწოდოთ კ ბ , თანაბარი, შესაბამისად,

კ ბ = , (4.13)

სუსტი ერთმჟავა ფუძის დისოციაციის (იონიზაციის) მუდმივიანუბრალოდ საბაზისო მუდმივიეს ბაზა და ღირებულება

გვ კ ბ = კ ბ ,

სიძლიერის მაჩვენებელი (ან უბრალოდ ინდიკატორი) საბაზისო მუდმივის.

ოსტვალდის განზავების კანონის მიხედვით განსახილველ საქმეში (მსგავსი მიმართებით (4.11))

კ ბ =,

სად არის ერთი მჟავა სუსტი ფუძის იონიზაციის ხარისხი და არის მისი საწყისი კონცენტრაცია. ვინაიდან სუსტი ფუძისთვის a1, მაშინ

მოდით ვიპოვოთ განსახილველი მონომჟავა ფუძის წყალხსნარის წონასწორობის pH მნიშვნელობა ოთახის ტემპერატურაზე. ფორმულის შესაბამისად (4.7) გვაქვს:

pH = p რომ ვ - rOH = 14 - rOH.

მოდით განვსაზღვროთ pOH = [OH - ] მნიშვნელობა. ცხადია

[OH -] = =

ინდიკატორების გამოყენებით pON = [OH - ], გვ რომ ბ = კ ბდა

p = , ვიღებთ: pOH = 0,5 (გვ რომ ბ+ p). ამ გამოხატვის ჩანაცვლებით pH-ის ზემოაღნიშნულ ფორმულაში, მივდივართ ურთიერთობამდე

pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0.5 (p რომ ბ+ p).

ასე რომ, წონასწორობის pH მნიშვნელობა სუსტი ერთმჟავა ფუძის ხსნარში შეიძლება გამოითვალოს ფორმულის გამოყენებით (4.15):

pH = 14 - 0,5 (გვ რომ ბ+ p). (4.15)

გამოთვალეთ pH 0,01 მოლ/ლ ამიაკის წყალხსნარში, რისთვისაც ოთახის ტემპერატურაზე რომ ბ= და გვ რომ ბ = 4,76.

ამიაკის წყალხსნარში წონასწორობა დამყარებულია:

რომელიც უმეტესად მარცხნივ არის გადატანილი, ისე რომ ამიაკის იონიზაციის ხარისხი არის . ამიტომ, pH მნიშვნელობის გამოსათვლელად, შეგიძლიათ გამოიყენოთ კავშირი (4.15):

pH = 14 - 0,5 (გვ რომ ბ+ პ) =

მსგავსი განხილვა შეიძლება განხორციელდეს ნებისმიერი სუსტისთვის პოლიმჟავასაფუძველი. მართალია, ამ შემთხვევაში უფრო რთული გამონათქვამები მიიღება.

სუსტი პოლიმჟავური ფუძეები, ისევე როგორც სუსტი პოლიბაზური მჟავები, იშლება ეტაპობრივად და თითოეულ დისოციაციის საფეხურს ასევე აქვს ფუძის საკუთარი ეტაპობრივი დისოციაციის მუდმივი - ეტაპობრივი ბაზისურობის მუდმივი.

მაგალითად, ტყვიის ჰიდროქსიდი Pb (OH) 2 წყალხსნარებში იშლება იონებად ორ ეტაპად:

იგივე წონასწორობა შეიძლება სხვაგვარად დაიწეროს, დაიცავით (პროტოლიზური თეორიის ფარგლებში) ფუძის განმარტება, როგორც ნივთიერება, რომელიც ამაგრებს პროტონს, ამ შემთხვევაში, იღებს მას წყლის მოლეკულიდან:

ამ შემთხვევაში, ეტაპობრივი საბაზისო მუდმივები შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც:

ამ წონასწორობის ასეთი ჩანაწერით, ვარაუდობენ, რომ პროტონი წყლის მოლეკულიდან გადადის ჰიდროქსილის ჯგუფში წყლის მოლეკულის წარმოქმნით (), რის შედეგადაც წყლის მოლეკულების რაოდენობა ტყვიის (II) ატომთან ახლოს. იზრდება ერთით, ხოლო ტყვიის (II) ატომთან დაკავშირებული ჰიდროქსილის ჯგუფების რაოდენობა ასევე მცირდება თითო დისოციაციის საფეხურზე.

მუშაობა რომ 1 რომ 2 =K=[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =

2.865 სადაც რომ- სრული დისოციაციის მუდმივი სქემის მიხედვით

ან სხვა სქემის მიხედვით

რაც საბოლოო ჯამში იწვევს იმავე შედეგს.

კიდევ ერთი მაგალითია ორგანული ფუძე ეთილენდიამინი, რომელიც გადის იონიზაციას წყალხსნარში ორ საფეხურზე. პირველი ეტაპი:

მეორე ნაბიჯი:

მუშაობა -

მთლიანი დისოციაციის მუდმივი. ის ემთხვევა ბალანსს

წონასწორობის მუდმივების რიცხვითი მნიშვნელობები მოცემულია ზემოთ ოთახის ტემპერატურაზე.

როგორც პოლიბაზური მჟავების შემთხვევაში, სუსტი პოლიმჟავური ფუძისთვის, ყოველი მომდევნო საფეხურის დისოციაციის მუდმივი ჩვეულებრივ რამდენიმე რიგით ნაკლებია წინა საფეხურის დისოციაციის მუდმივზე.

მაგიდაზე. 4.2 გვიჩვენებს ზოგიერთი სუსტი მჟავისა და ფუძის მჟავიანობის და ფუძეობის მუდმივების რიცხვითი მნიშვნელობებს.

ცხრილი 4.2. ჭეშმარიტი თერმოდინამიკური იონიზაციის მუდმივები ზოგიერთი მჟავისა და ფუძის წყალხსნარებში.

რომ ა- მჟავიანობის მუდმივი, რომ ბ- საბაზისო მუდმივი,

რომ 1 - დისოციაციის მუდმივი პირველი ეტაპისთვის,

რომ 2 - დისოციაციის მუდმივი მეორე ეტაპისთვის და ა.შ.

სუსტი მჟავების დისოციაციის მუდმივები
მჟავა	რომ ა	რ რომ ა=-lg რომ ა
აზოტოვანი ამინოაციური ბენზოური ბორი (ორთობორული) ტეტრაბორნაია სადაც: K a – მჟავიანობის მუდმივი; K p არის წონასწორობის მუდმივი. მჟავა იქ უფრო ძლიერია, რაც უფრო დიდია მჟავიანობის მუდმივი. pKa მნიშვნელობები ხშირად გამოიყენება. რაც უფრო მცირეა pKa მნიშვნელობა, მით უფრო ძლიერია მჟავა. pK a = -lgK ა მაგალითად, ფენოლის pK a = 10, ეთანოლის pK a = 16. ეს ნიშნავს, რომ ფენოლი სიდიდის ექვსი რიგით (მილიონჯერ) უფრო ძლიერი მჟავაა, ვიდრე ეთილის სპირტი. საფუძვლიანობა შეიძლება გამოიხატოს pK b-ით. RKb = 14 - pKა მნიშვნელოვანია გვახსოვდეს, რომ წყლის pKa არის 15.7. ყველა ნივთიერებას, რომელსაც აქვს pKa წყალზე მეტი, არ შეუძლია გამოავლინოს მჟავე თვისებები წყალხსნარებში. წყალი, როგორც ძლიერი მჟავა, აფერხებს სუსტი მჟავების დისოციაციას. ვინაიდან ორგანული ნაერთების უმეტესობის მჟავე თვისებები ბევრჯერ ნაკლებად გამოხატულია, ვიდრე წყლისა, შემუშავებულია პოლაროგრაფიული მიდგომა მათი მჟავიანობის შესაფასებლად (I.P. Beletskaya et al.). ის იძლევა მჟავიანობის შეფასებას pKa = 50-მდე, თუმცა ძალიან სუსტი მჟავებისთვის pKa მნიშვნელობები შეიძლება შეფასდეს მხოლოდ ძალიან უხეშად. მჟავიანობის ხარისხობრივი შეფასება ძალზე მნიშვნელოვანია როგორც სტრუქტურის მსგავსი ნივთიერებების სერიაში, ასევე სხვადასხვა კლასის ნაერთებისთვის. მჟავის უნარი პროტონის შემოწირულობასთან არის დაკავშირებული მიღებული ანიონის სტაბილურობასთან. რაც უფრო სტაბილურია მიღებული ანიონი, მით ნაკლებია მისი სურვილი დაიპყროს პროტონი უკან და გადაიქცეს ნეიტრალურ მოლეკულად. ანიონის შედარებითი სტაბილურობის შეფასებისას მხედველობაში უნდა იქნას მიღებული რამდენიმე ფაქტორი. ატომის ბუნება, რომელიც აძლევს პროტონს.რაც უფრო ადვილად კარგავს ატომი პროტონს, მით უფრო მაღალია მისი ელექტრონეგატიურობა და პოლარიზება. ამრიგად, მჟავების სერიაში, დისოციაციის უნარი მცირდება შემდეგნაირად: S-თ>O-H>-N-თ>C-ჰ ეს სერია სრულყოფილად ემთხვევა პერიოდული ცხრილიდან ცნობილი ატომების თვისებებს. გარემოს გავლენა.თუ სტრუქტურით მსგავსი ნივთიერებები შევადარებთ, შეფასება ხორციელდება ელექტრონის სიმკვრივის შედარებით ატომზე, რომელმაც შემომწირა პროტონი. ყველა სტრუქტურული ფაქტორი, რომელიც ხელს უწყობს მუხტის შემცირებას, ასტაბილურებს ანიონს, ხოლო მუხტის მატება დესტაბილიზაციას ახდენს. ამრიგად, ყველა მიმღები ზრდის მჟავიანობას, ყველა დონორი ამცირებს მას. ეს ხდება მიუხედავად იმისა, თუ რა ეფექტი იწვევს ელექტრონის გადაცემის (ინდუქციური თუ მეზომერული) ელექტრონის სიმკვრივის გადანაწილებას. გადაწყვეტის ეფექტი.ხსნარი (გამხსნელის მოლეკულებთან ურთიერთქმედება) ზრდის ანიონის სტაბილურობას ანიონსა და გამხსნელის მოლეკულებს შორის ჭარბი ელექტრონის სიმკვრივის გადანაწილების გამო. ზოგადად, ნიმუში ასეთია: რაც უფრო პოლარულია გამხსნელი, მით უფრო ძლიერია ხსნარი; რაც უფრო პატარაა იონი, მით უკეთესია ის ხსნადი. საფუძვლიანობა ბრონსტედის მიხედვით არის ნივთიერების უნარი, უზრუნველყოს თავისი წყვილი ელექტრონები პროტონთან ურთიერთქმედებისთვის. როგორც წესი, ეს არის ნივთიერებები, რომლებიც შეიცავს მოლეკულაში აზოტის, ჟანგბადის და გოგირდის ატომებს. რაც უფრო სუსტია ძირითადი ცენტრი ინახავს ელექტრონების წყვილს, მით უფრო მაღალია ბაზისურობა. Მიყოლებით R3-N >R2O>R2ს საბაზისო მცირდება. ეს თანმიმდევრობა ადვილი დასამახსოვრებელია "NOS" მნემონური წესის გამოყენებით. არსებობს კავშირი ბრონსტედის ფუძეებს შორის: ანიონები უფრო ძლიერი ფუძეებია, ვიდრე შესაბამისი ნეიტრალური მოლეკულები. მაგალითად, ჰიდროქსიდის ანიონი (-OH) უფრო ძლიერი ბაზაა ვიდრე წყალი (H 2 O). როდესაც ფუძე ურთიერთქმედებს პროტონთან, ონიუმის კათიონები შეიძლება წარმოიქმნას: R 3 O + - ოქსონიუმის კატიონი; NR 4 + - ამონიუმის კატიონი; · R 3 S + - სულფონიუმის კატიონი. მსგავსი სტრუქტურის მქონე ნივთიერებებში ბაზისურობის ხარისხობრივი შეფასება ხორციელდება იმავე ლოგიკით, როგორც მჟავიანობის შეფასება, მაგრამ საპირისპირო ნიშნით. ამრიგად, ყველა მიმღები შემცვლელი ამცირებს მათ საფუძველს, ყველა დონორი შემცვლელი ზრდის მათ ფუძეულობას. ლუისის მჟავები და ფუძეები ლუისის ფუძეები არიან ელექტრონული წყვილის დონორები, ისევე როგორც ბრონსტედი. ლუისის განმარტება მჟავებისთვის მკვეთრად განსხვავდება ჩვეულებრივისგან (ბრონსტედის მიხედვით). ლუისის მიხედვით, ლუისის მჟავა არის ნებისმიერი მოლეკულა ან იონი, რომელსაც აქვს თავისუფალი ორბიტალი, რომელიც შეიძლება შეივსოს ელექტრონული წყვილით ურთიერთქმედების შედეგად. თუ ბრონსტედის აზრით, მჟავა პროტონის დონორია, მაშინ ლუისის მიხედვით, თავად პროტონი (H +) არის მჟავა, რადგან მისი ორბიტალი ცარიელია. ლუისის მჟავები ბევრია: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 და ა.შ. ლუისის თეორია საშუალებას იძლევა მრავალი რეაქცია აღიწეროს, როგორც მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედება. Მაგალითად: ხშირად ლუისის მჟავებთან რეაქციებში ორგანული ნაერთები, რომლებიც წყვილი p-ელექტრონების დონორები არიან, ბაზის სახით მონაწილეობენ: ორგანულ ქიმიაში მიღებულია შემდეგი: · თუ გამოიყენება ტერმინი „მჟავა“, ეს ნიშნავს ბრონსტედის მჟავას; თუ ტერმინი "მჟავა" გამოიყენება ლუისის გაგებით, ისინი ამბობენ "ლუის მჟავა". ლექცია #5 ნახშირწყალბადები ალკანები · ჰომოლოგიური სერიები, ნომენკლატურა, იზომერიზმი, ალკილის რადიკალები. ალკანის მოლეკულების ელექტრონული სტრუქტურა, sp 3 ჰიბრიდიზაცია, s-ბმა. C-C და C-H ბმის სიგრძე, ბმის კუთხეები, ბმის ენერგია. ორგანული ნივთიერებების სივრცითი იზომერიზმი. sp 3 ჰიბრიდირებული ნახშირბადის ატომებით მოლეკულების სივრცითი სტრუქტურის გამოსახვის მეთოდები. ალკანების სპექტრული მახასიათებლები. ალკანების ფიზიკური თვისებები და მათი ცვლილებების ნიმუშები ჰომოლოგიურ სერიაში. ალკანები (გაჯერებული აციკლური ნაერთები, პარაფინები) ალკანები არის ნახშირწყალბადები ატომების ღია ჯაჭვით, რომელიც შეესაბამება ფორმულას C n H 2 n + 2, სადაც ნახშირბადის ატომები ურთიერთდაკავშირებულია მხოლოდ σ-ბმებით. ტერმინი „გაჯერებული“ ნიშნავს, რომ ასეთი ნივთიერების მოლეკულაში თითოეული ნახშირბადი ასოცირდება ატომების მაქსიმალურ შესაძლო რაოდენობასთან (ოთხი ატომით). მეთანის აგებულება დეტალურად არის აღწერილი No2 ლექციაში. იზომერიზმი, ნომენკლატურა ჰომოლოგიური სერიის პირველი სამი წევრი (მეთანი, ეთანი და პროპანი) არსებობს როგორც ერთი სტრუქტურული იზომერი. ბუტანიდან დაწყებული, იზომერების რაოდენობა სწრაფად იზრდება: პენტანს აქვს სამი იზომერი, ხოლო დეკანს (C 10 H 22) უკვე აქვს 75. pH მრიცხველის მეთოდი გაზომვები ტარდება განზავებულ ხსნარებში, აქტივობის კოეფიციენტის ტოლი ერთის აღებით. თუ არ გავითვალისწინებთ წყლის ავტოპროტოლიზის რეაქციას, მაშინ იონური წონასწორობის განტოლებას სუსტი მონობაზური მჟავის წყალხსნარში ექნება შემდეგი ფორმა: HA + H 2 O = H 3 O + + A - x მჟავიანობის მუდმივი გამოიხატება შემდეგნაირად: უფრო მეტიც, [c] = 1 მოლ/ლ თუ მჟავა სუსტია, მაშინ აქედან ვიღებთ მოამზადეთ ხსნარები სხვადასხვა საწყისი მჟავის კონცენტრაციით და გაზომეთ მათი pH. შექმენით pH-ის გრაფიკი lg-ის წინააღმდეგ გჰა. ზემოაღნიშნული განტოლებიდან გამომდინარეობს, რომ y-ღერძზე სწორი ხაზით მოწყვეტილი სეგმენტი უდრის 1/2рK კისს. მჟავიანობის მუდმივის განსაზღვრა პოტენციომეტრიული მეთოდით მონობაზური მჟავისთვის . დასადგენად აუცილებელია ჰიდრონიუმის იონების კონცენტრაციის გაზომვა ხსნარში მჟავის ცნობილი კონცენტრაციით. როგორც ინდიკატორი ელექტროდი, შეგიძლიათ გამოიყენოთ მინის ან ქინჰიდრონის ელექტროდი, როგორიცაა Ag | AgCl | KCl || H 3 O + , დაჯდა x.g |Pt უფრო ზუსტი შედეგების მისაღებად სუსტი მჟავა ხსნარი ტიტრირდება NaOH ხსნარით, ტიტრირების დროს იზომება ელემენტის EMF მნიშვნელობა და გამოითვლება pH. სისტემაში ხდება შემდეგი რეაქციები: 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 შეგვიძლია ვივარაუდოთ, რომ x 1<< x 2 и x 1 << x 3 . ბალანსის განტოლებებს აქვს ფორმა: . როგორც ადრე იყო ნაჩვენები ნაწილი 3. მარტივი რეაქციების კინეტიკური კანონზომიერებები ქიმიური კინეტიკა არის მეცნიერება, რომელიც სწავლობს ქიმიური რეაქციის მიმდინარეობას ან ფიზიკურ-ქიმიურ პროცესებს დროში, ეს არის ფიზიკური ქიმიის ფილიალი, რომელიც სწავლობს ქიმიური რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულებას რეაგენტების კონცენტრაციაზე, ტემპერატურაზე, თვისებებზე. საშუალო, რადიაცია და სხვა ფაქტორები. ქიმიური რეაქციების კლასიფიკაცია კინეტიკის თვალსაზრისით, ქიმიური რეაქციების კლასიფიკაციის რამდენიმე პრინციპია: 1) რეაქციაში მონაწილეთა აგრეგაციის მდგომარეობის მიხედვით, ყველა რეაქცია იყოფა ერთგვაროვან და ჰეტეროგენებად. ჰომოგენური რეაქციები, როდესაც ყველა რეაგენტი ერთსა და იმავე ფაზაშია. Ისინი არიან: ა) გაზის ფაზა ბ) თხევადი ფაზა გ) მყარი ფაზა ჰეტეროგენული რეაქციები, როდესაც რეაქციის მონაწილეები სხვადასხვა ფაზაში არიან; რეაქცია მიმდინარეობს ფაზის საზღვარზე 2) ელემენტარული აქტის სპეციფიკის მიხედვით ა) კატალიზური ბ) არაკატალიზური გ) ფოტოქიმიური დ) ელექტროქიმიური ე) ჯაჭვი 3) ეტაპების რაოდენობით ა) მარტივი (სტადია 1) ბ) კომპლექსური 4) რეაქციის შექცევადობით ა) შექცევადი (ორმხრივი) ბ) შეუქცევადია რეაქცია ითვლება შეუქცევად, თუ: ა) რეაქცია წარმოქმნის გაზს HCOOH → H 2 O + CO 2 ბ) წარმოიქმნება ნაკლებად ხსნადი ნაერთი AgNO 3 + KJ → AgJ↓ + KNO 3 გ) წარმოიქმნება დაბალი დისოციაციის ნაერთი HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O დ) გამოიყოფა ბევრი სითბო 3Fe 3 O 4 + 8Al → 4Al 2 O 3 + 9Fe + ∆H 3.2. ელემენტარული ქიმიური რეაქციები ქიმიური რეაქციების სიჩქარე დამოკიდებულია რეაქციის გზაზე. ეს გზა შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც ელემენტარული ქიმიური რეაქციების ჯამი. ელემენტარული რეაქცია არის ერთი კომპონენტის მეორეში გადაქცევის ცალმხრივი პროცესი. ეს არის იგივე ტიპის ქიმიური გარდაქმნის ელემენტარული აქტების ერთობლიობა. ქიმიური რეაქციების უმეტესობა არ არის ელემენტარული; ისინი მოიცავს რამდენიმე ელემენტარულ სტადიას - კომპლექსურ რეაქციებს. რეაქციის მექანიზმი არის ელემენტარული საფეხურების ერთობლიობა. რეაქტიული არის ქიმიური რეაქციის მონაწილე. d ρ n kარის კომპონენტის მოლების რაოდენობის უსასრულო ცვლილება კელემენტარულ რეაქციაში ρ Თუ d ρ nk > 0 –რეაქციის პროდუქტი d ρ n k< 0 – საწყისი მასალა d ρ n k = 0 –გულგრილი ნივთიერება 3.3. ქიმიური რეაქციის სიჩქარე ქიმიური რეაქციის სიჩქარე არის იგივე ტიპის ქიმიური ტრანსფორმაციის ელემენტარული მოქმედებების რაოდენობა, რომლებიც ხდება დროის ერთეულზე მოცულობის ერთეულში ან ზედაპირის ერთეულზე. განვიხილოთ რეაქცია: t = 0 -ხალების საწყისი რაოდენობა t ≠ 0 n A n B n C n D -მოლების მიმდინარე რიცხვები ξ = (xi) ξ – რეაქციის სიღრმე ᲓᲐᲙᲐᲕᲨᲘᲠᲔᲑᲣᲚᲘ ᲡᲢᲐᲢᲘᲔᲑᲘ კავშირი საიტის რუკა საიტის შესახებ