Capítulo 20

20.1. Lei das massas atuantes

Você se familiarizou com a lei da ação das massas estudando o equilíbrio das reações químicas reversíveis (Capítulo 9 § 5). Lembre-se que a uma temperatura constante para uma reação reversível

uma A+ b B d D+ f F

a lei da ação das massas é expressa pela equação

Você sabe que ao aplicar a lei da ação das massas, é importante saber em que estado de agregação estão as substâncias que participam da reação. Mas não é só isso: o número e a proporção de fases em um determinado sistema químico são importantes. De acordo com o número de fases, as reações são divididas em homofásico, e heterofase. Entre os heterofásicos, fase sólida reações.

Reação homofásica Uma reação química em que todos os participantes estão na mesma fase.

Essa fase pode ser uma mistura de gases (fase gasosa) ou uma solução líquida (fase líquida). Nesse caso, todas as partículas que participam da reação (A, B, D e F) têm a capacidade de realizar movimentos caóticos independentemente umas das outras, e a reação reversível prossegue por todo o volume do sistema de reação. Obviamente, tais partículas podem ser moléculas de substâncias gasosas ou moléculas ou íons que formam um líquido. Exemplos de reações homofásicas reversíveis são as reações de síntese de amônia, a combustão de cloro em hidrogênio, a reação entre amônia e sulfeto de hidrogênio em solução aquosa, etc.

Se pelo menos uma substância que participa da reação está em uma fase diferente do resto das substâncias, então a reação reversível ocorre apenas na interface e é chamada de reação heterofásica.

reação heterofásica- uma reação química, cujos participantes estão em diferentes fases.

As reações heterofásicas reversíveis incluem reações envolvendo substâncias gasosas e sólidas (por exemplo, a decomposição de carbonato de cálcio), substâncias líquidas e sólidas (por exemplo, precipitação de uma solução de sulfato de bário ou a reação de zinco com ácido clorídrico), bem como gases e substâncias líquidas.

Um caso especial de reações heterofásicas são as reações em fase sólida, ou seja, reações nas quais todos os participantes são sólidos.

De fato, a equação (1) é válida para qualquer reação reversível, independentemente de qual dos grupos listados ela pertença. Mas em uma reação heterofásica, as concentrações de equilíbrio de substâncias em uma fase mais ordenada são constantes e podem ser combinadas em uma constante de equilíbrio (ver Capítulo 9 § 5).

Então, para uma reação heterofásica

uma G+ b B cr d D r+ f F cr

a lei da ação das massas será expressa pela relação

O tipo dessa proporção depende de quais substâncias que participam da reação estão no estado sólido ou líquido (líquido, se o resto das substâncias são gases).

Nas expressões da lei de ação das massas (1) e (2), as fórmulas de moléculas ou íons entre colchetes significam a concentração de equilíbrio dessas partículas em um gás ou solução. Nesse caso, as concentrações não devem ser grandes (não mais que 0,1 mol/l), pois essas relações são válidas apenas para gases e soluções ideais. (Em altas concentrações, a lei da ação da massa permanece válida, mas em vez da concentração, deve-se usar outra quantidade física (a chamada atividade), que leva em consideração as interações entre partículas ou soluções de gás. A atividade não é proporcional à concentração ).

A lei da ação das massas é aplicável não apenas para reações químicas reversíveis, mas muitos processos físicos reversíveis também obedecem a ela, por exemplo, equilíbrios interfaciais de substâncias individuais durante sua transição de um estado de agregação para outro. Assim, o processo reversível de evaporação - condensação da água pode ser expresso pela equação

H 2 O de H 2 O g

Para este processo, podemos escrever a equação da constante de equilíbrio:

A proporção resultante confirma, em particular, a afirmação que você conhece da física de que a umidade do ar depende da temperatura e da pressão.

20.2. Constante de autoprotólise (produto iônico)

Outra aplicação da lei da ação de massa que você conhece é a descrição quantitativa da autoprotólise (Capítulo X § 5). Você sabia que a água pura está em equilíbrio homofásico?

2H 2 OH 3 O + + OH -

para uma descrição quantitativa da qual você pode usar a lei da ação das massas, cuja expressão matemática é constante de autoprotólise(produto iônico) de água

A autoprotólise é característica não apenas da água, mas também de muitos outros líquidos, cujas moléculas estão ligadas por ligações de hidrogênio, por exemplo, para amônia, metanol e fluoreto de hidrogênio:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -	K(NH3) = 1,91. 10 –33 (a –50 o С);
2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O -	K(CH3OH) = 4,90. 10–18 (a 25 o C);
2HF H 2 F + + F -	K(HF) = 2,00. 10–12 (a 0 o C).

Para essas e muitas outras substâncias, são conhecidas as constantes de autoprotólise, que são levadas em consideração na escolha de um solvente para várias reações químicas.

O símbolo frequentemente usado para denotar a constante de autoprotólise é K S.

A constante de autoprotólise não depende da teoria na qual a autoprotólise é considerada. Os valores das constantes de equilíbrio, pelo contrário, dependem do modelo aceito. Vamos verificar isso comparando a descrição da autoprotólise da água de acordo com a teoria protolítica (coluna da esquerda) e de acordo com a desatualizada, mas ainda amplamente utilizada teoria da dissociação eletrolítica (coluna da direita):

De acordo com a teoria da dissociação eletrolítica, assumiu-se que as moléculas de água se dissociam parcialmente (decompõem-se) em íons de hidrogênio e íons de hidróxido. A teoria não explicava nem as razões nem o mecanismo dessa "desintegração". O nome "constante de autoprotólise" é geralmente usado na teoria protolítica e "produto iônico" na teoria da dissociação eletrolítica.

20.3. Constantes de acidez e basicidade. Indicador de hidrogênio

A lei da ação das massas também é usada para quantificar as propriedades ácido-base de várias substâncias. Na teoria protolítica, as constantes de acidez e basicidade são usadas para isso, e na teoria da dissociação eletrolítica - constantes de dissociação.

Como a teoria protolítica explica as propriedades ácido-base dos produtos químicos, você já sabe (cap. XII § 4). Vamos comparar esta abordagem com a abordagem da teoria da dissociação eletrolítica no exemplo de uma reação homofásica reversível com água de ácido cianídrico HCN - um ácido fraco (à esquerda - de acordo com a teoria protolítica, à direita - de acordo com a teoria de dissociação eletrolítica):

HCN + H 2 O H 3 O + + CN - KK(HCN) = KC. == 4,93. 10–10 mol/l

HCN H + + CN – Constante de equilíbrio KC neste caso é chamado constante de dissociação(ou constante de ionização), denotado Para e é igual à constante de acidez na teoria protolítica. K = 4,93. 10–10 mol/l

O grau de protólise de um ácido fraco () na teoria da dissociação eletrolítica é chamado grau de dissociação(se apenas esta teoria considerar a substância dada como um ácido).

Na teoria protolítica, para caracterizar a base, você pode usar sua constante de basicidade, ou pode se contentar com a constante de acidez do ácido conjugado. Na teoria da dissociação eletrolítica, apenas substâncias que se dissociam em solução em íons cátion e hidróxido eram consideradas bases, portanto, por exemplo, assumiu-se que a solução de amônia contém "hidróxido de amônio" e, posteriormente, hidrato de amônia

NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - K O (NH 3) \u003d KC . = 1,74. 10–5 mol/l

NH3. H 2 O NH 4 + + OH - Constante de equilíbrio KC e neste caso é chamada de constante de dissociação, denotada Para e é igual à constante de basicidade. K = 1,74. 10–5 mol/l Não há conceito de um ácido conjugado nesta teoria. O íon amônio não é considerado um ácido. O ambiente ácido em soluções de sais de amônio é explicado pela hidrólise.

Ainda mais difícil na teoria da dissociação eletrolítica é a descrição das propriedades básicas de outras substâncias que não contêm hidroxilas, por exemplo, aminas (metilamina CH 3 NH 2, anilina C 6 H 5 NH 2, etc.).

Para caracterizar as propriedades ácidas e básicas das soluções, outra quantidade física é usada - valor do PH(indicado por pH, leia-se "ph"). No quadro da teoria da dissociação eletrolítica, o índice de hidrogênio foi determinado da seguinte forma:

pH = –lg

Uma definição mais precisa, levando em consideração a ausência de íons de hidrogênio na solução e a impossibilidade de obter logaritmos de unidades de medida:

pH = –lg()

Seria mais correto chamar esse valor de "oxônio", e não o valor de pH, mas esse nome não é usado.

É definido de forma semelhante ao hidrogênio índice de hidróxido(indicado por pOH, leia-se "pe oash").

pOH = -lg()

As chaves que denotam o valor numérico de uma quantidade em expressões para os índices de hidrogênio e hidróxido muitas vezes não são colocadas, esquecendo-se que é impossível obter o logaritmo de quantidades físicas.

Como o produto iônico da água é um valor constante não apenas na água pura, mas também em soluções diluídas de ácidos e bases, os índices de hidrogênio e hidróxido estão interconectados:

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

Em água pura = = 10-7 mol/l, portanto, pH = pOH = 7.

Em uma solução ácida (em uma solução ácida) há um excesso de íons oxônio, sua concentração é superior a 10 -7 mol / le, portanto, o pH< 7.

Em uma solução base (solução alcalina), ao contrário, há excesso de íons hidróxido e, consequentemente, a concentração de íons oxônio é menor que 10-7 mol/l; neste caso pH > 7.

20.4. Constante de hidrólise

Dentro da estrutura da teoria da dissociação eletrolítica, a hidrólise reversível (hidrólise de sais) é considerada um processo separado, enquanto os casos de hidrólise são distinguidos

• sais de uma base forte e um ácido fraco
• sais de uma base fraca e um ácido forte, e
• sais de uma base fraca e de um ácido fraco.

Consideremos esses casos em paralelo no âmbito da teoria protolítica e no âmbito da teoria da dissociação eletrolítica.

Sal de base forte e ácido fraco

Como primeiro exemplo, considere a hidrólise de KNO 2, um sal de uma base forte e um ácido monobásico fraco.

K+, NO2- e H2O. NO 2 - é uma base fraca, e H 2 O é um anfólito, portanto, uma reação reversível é possível NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, cujo equilíbrio é descrito pela constante de basicidade do íon nitrito e pode ser expresso em termos da constante de acidez do ácido nitroso: K o (NO 2 -) \u003d

Quando esta substância é dissolvida, dissocia-se irreversivelmente em íons K + e NO 2 -: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Com a presença simultânea de íons H + e NO 2 - na solução, ocorre uma reação reversível H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - O equilíbrio da reação de hidrólise é descrito pela constante de hidrólise ( K h) e pode ser expresso em termos da constante de dissociação ( Para e) ácido nitroso: Kh = Kc . =

Como você pode ver, neste caso a constante de hidrólise é igual à constante de basicidade da partícula de base.

Apesar de a hidrólise reversível ocorrer apenas em solução, ela é completamente “suprimida” quando a água é removida e, portanto, é impossível obter os produtos dessa reação, no âmbito da teoria da dissociação eletrolítica, a hidrólise molecular equação também se escreve:

KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2

Como outro exemplo, considere a hidrólise de Na 2 CO 3, um sal de uma base forte e um ácido dibásico fraco. A linha de raciocínio aqui é exatamente a mesma. Dentro da estrutura de ambas as teorias, uma equação iônica é obtida:

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

Na estrutura da teoria protolítica, é chamada de equação de protólise do íon carbonato, e na estrutura da teoria da dissociação eletrolítica, é chamada de equação iônica da hidrólise do carbonato de sódio.

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

A constante de basicidade do íon carbonato no quadro do TED é chamada de constante de hidrólise e é expressa através da "constante de dissociação do ácido carbônico no segundo estágio", ou seja, através da constante de acidez do íon hidrocarboneto.

Deve-se notar que nestas condições, o HCO 3 - , sendo uma base muito fraca, praticamente não reage com a água, uma vez que a possível protólise é suprimida pela presença de partículas de base muito fortes, íons hidróxido, na solução.

Sal de base fraca e ácido forte

Considere a hidrólise de NH 4 Cl. No âmbito do TED, é um sal de uma base monoácida fraca e um ácido forte.

Na solução desta substância existem partículas: NH4+, Cl- e H2O. NH 4 + é um ácido fraco, e H 2 O é um anfólito, portanto, uma reação reversível é possível NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, cujo equilíbrio é descrito pela constante de acidez do íon amônio e pode ser expresso em termos da constante de basicidade da amônia: K K (NH 4 +) \u003d

Quando esta substância é dissolvida, ela se dissocia irreversivelmente em íons NH 4 + e Cl -: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - A água é um eletrólito fraco e dissocia-se reversivelmente: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3. H2O Somando as equações dessas duas reações reversíveis e trazendo termos semelhantes, obtemos a equação da hidrólise iônica NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ O equilíbrio da reação de hidrólise é descrito pela constante de hidrólise e pode ser expresso em termos da constante de dissociação do hidrato de amônia: Kh =

Neste caso, a constante de hidrólise é igual à constante de acidez do íon amônio. A constante de dissociação do hidrato de amônia é igual à constante de basicidade da amônia.

Equação molecular de hidrólise (no âmbito do TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl

Outro exemplo de reação de hidrólise de sais desse tipo é a hidrólise do ZnCl 2 .

Em uma solução desta substância existem partículas: Zn2+ aq, Cl- e H2O. Os íons de zinco são aquacações 2+ e são ácidos catiônicos fracos, e H 2 O é um anfólito, portanto, uma reação reversível é possível 2= ​​+ H 2 O + + H 3 O + , cujo equilíbrio é descrito pela constante de acidez da aquacação de zinco e pode ser expresso em termos da constante de basicidade do íon triaquahidroxozinco: K K ( 2+ ) = =

Quando esta substância é dissolvida, dissocia-se irreversivelmente em íons Zn 2+ e Cl -: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - A água é um eletrólito fraco e dissocia-se reversivelmente: H 2 O H + + OH - Com a presença simultânea de íons OH - e Zn 2+ na solução, ocorre uma reação reversível Zn 2+ + OH - ZnOH + Somando as equações dessas duas reações reversíveis e trazendo termos semelhantes, obtemos a equação da hidrólise iônica Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + O equilíbrio da reação de hidrólise é descrito pela constante de hidrólise e pode ser expresso em termos da "constante de dissociação do hidróxido de zinco no segundo estágio": Kh =

A constante de hidrólise deste sal é igual à constante de acidez da aquacação de zinco, e a constante de dissociação do hidróxido de zinco na segunda etapa é igual à constante de basicidade do íon +.

O íon .+ é um ácido mais fraco que o íon 2+, portanto praticamente não reage com a água, pois esta reação é suprimida devido à presença de íons oxônio na solução. No âmbito do TED, esta afirmação soa assim: "a hidrólise do cloreto de zinco na segunda fase praticamente não vai" .

Equação molecular de hidrólise (no âmbito do TED):

ZnCl2 + H2O Zn(OH)Cl + HCl.

Sal de base fraca e ácido fraco

Com exceção dos sais de amônio, tais sais são geralmente insolúveis em água. Portanto, vamos considerar este tipo de reações usando cianeto de amônio NH 4 CN como exemplo.

Na solução desta substância existem partículas: NH4+, CN- e H2O. NH 4 + é um ácido fraco, CN - é uma base fraca e H 2 O é um anfólito, portanto, tais reações reversíveis são possíveis: 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) A última reação é preferível, porque nela, ao contrário das duas primeiras, são formados tanto um ácido fraco quanto uma base fraca. É essa reação que ocorre predominantemente quando o cianeto de amônio é dissolvido em água, mas é impossível detectá-lo alterando a acidez da solução. Uma leve alcalinização da solução se deve ao fato de que a segunda reação ainda é um pouco mais preferível que a primeira, uma vez que a constante de acidez do ácido cianídrico (HCN) é muito menor que a constante de basicidade da amônia. O equilíbrio neste sistema é caracterizado pela constante de acidez do ácido cianídrico, a constante de basicidade da amônia e a constante de equilíbrio da terceira reação: Expressamos da primeira equação a concentração de equilíbrio de ácido cianídrico, e da segunda equação - a concentração de equilíbrio de amônia e substituímos essas quantidades na terceira equação. Como resultado, obtemos

Quando esta substância é dissolvida, ela se dissocia irreversivelmente em íons NH 4 + e CN -: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - A água é um eletrólito fraco e dissocia-se reversivelmente: H 2 O H + + OH - Com a presença simultânea de íons OH - e NH 4 + na solução, ocorre uma reação reversível NH 4 + + OH - NH 3. H2O E com a presença simultânea de íons H + e CN -, outra reação reversível ocorre Somando as equações dessas três reações reversíveis e trazendo termos semelhantes, obtemos a equação da hidrólise iônica NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN A forma da constante de hidrólise neste caso é a seguinte: Kh = E pode ser expresso em termos da constante de dissociação do hidrato de amônia e da constante de dissociação do ácido cianídrico: Kh =

Equação molecular de hidrólise (no âmbito da TED):

NH4CN + H2ONH3. H2O + HCN

20,5. Constante de solvatação (produto de solubilidade)

O processo de dissolução química de um sólido em água (e não apenas em água) pode ser expresso por uma equação. Por exemplo, no caso de dissolução de cloreto de sódio:

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

Esta equação mostra explicitamente que a razão mais importante para a dissolução do cloreto de sódio é a hidratação dos íons Na + e Cl -.

Em uma solução saturada, um equilíbrio heterofásico é estabelecido:

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

que obedece à lei da ação das massas. Mas, como a solubilidade do cloreto de sódio é bastante significativa, a expressão para a constante de equilíbrio neste caso só pode ser escrita usando as atividades dos íons, que nem sempre são conhecidas.

No caso de equilíbrio em uma solução de uma substância pouco solúvel (ou praticamente insolúvel), a expressão para a constante de equilíbrio em uma solução saturada pode ser escrita usando as concentrações de equilíbrio. Por exemplo, para equilíbrio em uma solução saturada de cloreto de prata

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

Como a concentração de equilíbrio da água em uma solução diluída é quase constante, podemos escrever

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

O mesmo simplificado

K G (AgCl) = ou K G(AgCl) =

O valor resultante ( K D) é nomeado constantes de hidratação(no caso de qualquer, e não apenas soluções aquosas - constantes de solvatação).

Na estrutura da teoria da dissociação eletrolítica, o equilíbrio em uma solução de AgCl é escrito da seguinte forma:

AgCl cr Ag + + Cl –

A constante correspondente é chamada produto de solubilidade e é denotado pelas letras PR.

PR(AgCl) =

Dependendo da proporção de cátions e ânions na unidade da fórmula, a expressão para a constante de solvatação (produto de solubilidade) pode ser diferente, por exemplo:

Os valores das constantes de hidratação (produtos de solubilidade) de algumas substâncias pouco solúveis são dados no Anexo 15.

Conhecendo o produto de solubilidade, é fácil calcular a concentração de uma substância em uma solução saturada. Exemplos:

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

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

c(BaSO4) = = = = = 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.

Se, durante uma reação química, aparecem na solução íons que fazem parte de uma substância pouco solúvel, então, conhecendo o produto de solubilidade dessa substância, é fácil determinar se ela irá precipitar.
Exemplos:

1. O hidróxido de cobre precipitará quando 100 ml de solução de hidróxido de cálcio 0,01 M forem adicionados a um volume igual de solução de sulfato de cobre 0,001 M?

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

Um precipitado de hidróxido de cobre é formado se o produto das concentrações dos íons Cu 2+ e OH - for maior que o produto da solubilidade desse hidróxido pouco solúvel. Depois de derramar soluções de igual volume, o volume total da solução se tornará duas vezes maior que o volume de cada uma das soluções iniciais, portanto, a concentração de cada um dos reagentes (antes do início da reação) será reduzida pela metade. A concentração na solução resultante de íons de cobre

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

A concentração de íons hidróxido -

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

Produto de solubilidade do hidróxido de cobre

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 .

O produto de concentração é maior que o produto de solubilidade, então um precipitado se formará.

2. O sulfato de prata precipitará ao derramar volumes iguais de solução de sulfato de sódio 0,02 M e solução de nitrato de prata 0,04 M?

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

A concentração na solução resultante de íons de prata

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

A concentração na solução resultante de íons sulfato

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

Produto de solubilidade do sulfato de prata

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

O produto das concentrações de íons em solução

{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 .

O produto de concentração é menor que o produto de solubilidade, de modo que nenhum precipitado é formado.

20.6. Grau de conversão (grau de protólise, grau de dissociação, grau de hidrólise)

A eficiência da reação é geralmente avaliada pelo cálculo do rendimento do produto da reação (Seção 5.11). No entanto, a eficiência da reação também pode ser avaliada determinando qual parte da substância mais importante (geralmente a mais cara) se transformou no produto alvo da reação, por exemplo, qual parte do SO 2 se transformou em SO 3 durante a produção de ácido sulfúrico, ou seja, encontrar grau de conversão substância originária.

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

o cloro (reagente) é igualmente convertido em cloreto de potássio e hipoclorito de potássio. Nesta reação, mesmo com um rendimento de 100% de KClO, o grau de conversão do cloro é de 50%.

A quantidade conhecida por você - o grau de protólise (parágrafo 12.4) - é um caso especial do grau de conversão:

No âmbito do TED, quantidades semelhantes são chamadas grau de dissociaçãoácidos ou bases (também referido como o grau de protólise). O grau de dissociação está relacionado com a constante de dissociação de acordo com a lei de diluição de Ostwald.

Dentro da estrutura da mesma teoria, o equilíbrio de hidrólise é caracterizado por grau de hidrólise (h), usando as seguintes expressões relacionando-o com a concentração inicial da substância ( Com) e constantes de dissociação de ácidos fracos (K HA) e bases fracas formadas durante a hidrólise ( K MO):

A primeira expressão é válida para a hidrólise de um sal de um ácido fraco, a segunda para um sal de uma base fraca e a terceira para um sal de um ácido fraco e uma base fraca. Todas estas expressões só podem ser utilizadas para soluções diluídas com um grau de hidrólise não superior a 0,05 (5%).

Lei da ação de massa, reações homofásicas, reações heterofásicas, reações de fase sólida, constante de autoprotólise (produto iônico), constante de dissociação (ionização), grau de dissociação (ionização), índice de hidrogênio, índice de hidróxido, constante de hidrólise, constante de solvatação (produto de solubilidade), grau de conversão.

1. Liste os fatores que alteram o equilíbrio químico e alteram a constante de equilíbrio.
2. Que fatores tornam possível deslocar o equilíbrio químico sem alterar a constante de equilíbrio?
3. É necessário preparar uma solução contendo 0,5 mol de NaCl, 0,16 mol de KCl e 0,24 mol de K 2 SO 4 em 1 litro. Como fazer isso, tendo à sua disposição apenas cloreto de sódio, cloreto de potássio e sulfato de sódio?
4. Determinar o grau de protólise dos ácidos acético, cianídrico e nítrico em soluções decimolar, centomolar e milimolar.
5. O grau de protólise do ácido butírico em uma solução 0,2 M é de 0,866%. Determine a constante de acidez dessa substância.
6. Em que concentração da solução o grau de protólise do ácido nitroso será 0,2?
7. Quanta água deve ser adicionada a 300 ml de solução de ácido acético 0,2 M para dobrar o grau de protólise ácida?
8. Determine o grau de protólise do ácido hipocloroso se pH = 6 em sua solução Qual é a concentração de ácido nesta solução?
9. O pH da solução é 3. Qual deve ser a concentração de a) ácido nítrico, b) ácido acético para isso?
10. Como a concentração de a) íons oxônio, b) íons hidróxido em uma solução deve ser alterada para que o pH da solução aumente em um?
11. Quantos íons oxônio estão contidos em 1 ml de solução em pH = 12?
12. Como o pH da água mudará se 0,4 g de NaOH for adicionado a 10 litros dela?
13. Calcule as concentrações de íons oxônio e hidróxido, bem como os valores dos índices de hidrogênio e hidróxido nas seguintes soluções aquosas: a) solução de HCl 0,01 M; b) solução 0,01 M de CH3COOH; c) solução de NaOH 0,001 M; d) solução 0,001 M de NH3.
14. Usando os valores dos produtos de solubilidade fornecidos no apêndice, determine a concentração e a fração de massa de substâncias dissolvidas em uma solução de a) cloreto de prata, b) sulfato de cálcio, c) fosfato de alumínio.
15. Determine o volume de água necessário para dissolver o sulfato de bário pesando 1 g a 25 o C.
16. Qual é a massa de prata na forma de íons em 1 litro de solução de brometo de prata saturada a 25 o C?
17. Que volume de uma solução de sulfeto de prata saturada a 25 o C contém 1 mg de um soluto?
18. Um precipitado se forma se um volume igual de solução 0,4 M de KCl for adicionado a uma solução 0,05 M de Pb(NO3)2?
19. Determine se um precipitado se formará após o vazamento de 5 ml de solução de CdCl 2 0,004 M e 15 ml de solução de KOH 0,003 M.
20. As seguintes substâncias estão à sua disposição: NH 3 , KHS, Fe, Al(OH) 3 , CaO, NaNO 3 , CaCO 3 , N 2 O 5 , LiOH, Na 2 SO 4 . 10H 2 O, Mg (OH) Cl, Na, Ca (NO 2) 2. 4H2O, ZnO, NaI. 2H2O, CO2, N2, Ba(OH)2. 8H2O, AgNO3. Para cada uma dessas substâncias, em um cartão separado, responda às seguintes perguntas:

1) Qual é o tipo de estrutura desta substância em condições normais (moleculares ou não moleculares)?
2) Em que estado de agregação esta substância se encontra à temperatura ambiente?
3) Que tipo de cristais essa substância forma?
4) Descreva a ligação química desta substância.
5) A que classe de acordo com a classificação tradicional pertence esta substância?
6) Como essa substância interage com a água? Se ele se dissolve ou reage, dê a equação química. Podemos reverter esse processo? Se o fizermos, então em que condições? Que quantidades físicas podem caracterizar o estado de equilíbrio neste processo? Se uma substância é solúvel, como sua solubilidade pode ser aumentada?
7) É possível realizar a reação desta substância com ácido clorídrico? Se possível, em que condições? Dê a equação da reação. Por que essa reação ocorre? Ela é reversível? Se reversível, em que condições? Como aumentar o rendimento nesta reação? O que mudará se usarmos cloreto de hidrogênio seco em vez de ácido clorídrico? Dê a equação de reação correspondente.
8) É possível realizar a reação desta substância com uma solução de hidróxido de sódio? Se possível, em que condições? Dê a equação da reação. Por que essa reação ocorre? Ela é reversível? Se reversível, em que condições? Como aumentar o rendimento nesta reação? O que mudará se NaOH seco for usado em vez de solução de hidróxido de sódio? Dê a equação de reação correspondente.
9) Forneça todos os métodos que você conhece para obter esta substância.
10) Dê todos os nomes desta substância que você conhece.
Ao responder a essas perguntas, você pode usar qualquer literatura de referência.

10. Cristais moleculares. Ligações de hidrogénio e interacções intermoleculares.

11. Cristais atômicos.

12. Teoria de bandas da condutividade dos cristais.

13. Semicondutores.

14. Características quantitativas de uma substância pura: um método experimental para a sua determinação e cálculo.

15. Soluções. Métodos para expressar a concentração de uma solução: fração mássica, fração molar, concentração molar.

16. Concentração molar do equivalente. Equivalente. Fator de equivalência e características do seu cálculo. Massa molar do equivalente.

17. Transições de fase. Equilíbrio de fases. Diagramas de fases e sua análise.

18. Propriedades coletivas das soluções.

19. Calor termoquímico. Efeito térmico da reação química e transição de fase.

20. A lei de Hess e suas consequências.

21. Dependência do efeito térmico da temperatura. equação de Kirchhoff

22. Determinação experimental do efeito térmico de uma reação química.

23. Conceitos básicos de cinética química: A velocidade de uma reação química, molecularidade, simples e complexa em termos de cinética química da reação. Lei básica (postulado) da cinética química.

24. Influência da temperatura na velocidade de uma reação química

25. Catálise e suas características

26. Um método experimental para determinar a ordem e a constante de velocidade de uma reação.

27. Eletrólitos. Teoria da dissociação eletrolítica p. Arrhenius.

28. Teoria dos eletrólitos fortes. Atividade. Coeficiente de atividade. Dependência do coeficiente de atividade da força iônica da solução.

29. Eletrólitos fracos. Acidez e basicidade constante. A lei de diluição de Oswald.

30. A água é um eletrólito fraco. Produto iônico da água. Ph. PO

31. Determinação experimental do índice de hidrogênio

32. Cálculo do pH em uma solução eletrolítica forte.

33. Cálculo do pH em uma solução de um eletrólito fraco.

34. Equilíbrio heterogêneo em uma solução eletrolítica. Produto de solubilidade.

35. Reações de troca iônica e sua aplicação na análise qualitativa

36. Hidrólise de sais.

37. Titulação ácido-base. Determinação da concentração de uma solução com base no método de titulação.

38. Curvas de titulação. Seleção do indicador de acordo com a curva de titulação.

39. Grau de oxidação.Reações redox.

40. A influência do ambiente no curso dos processos redox (no exemplo do íon MnO4)

29. Eletrólitos fracos. Acidez e basicidade constante. A lei de diluição de Oswald.

Eletrólitos fracos são compostos químicos cujas moléculas, mesmo em soluções altamente diluídas, são levemente dissociadas em íons que estão em equilíbrio dinâmico com moléculas não dissociadas. Eletrólitos fracos incluem a maioria dos ácidos orgânicos e muitas bases orgânicas em soluções aquosas e não aquosas.

Eletrólitos fracos são:

quase todos os ácidos orgânicos e água;

alguns ácidos inorgânicos: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4, H2CO3, H2SiO3, H2SO3 e outros;

alguns hidróxidos de metal pouco solúveis: Fe (OH) 3, Zn (OH) 2, etc.

Constante de dissociação de ácido (Ka) - a constante de equilíbrio da reação de dissociação de um ácido em um íon hidrogênio e um ânion de um resíduo ácido. Para ácidos polibásicos, cuja dissociação ocorre em vários estágios, eles operam com constantes separadas para diferentes estágios de dissociação, denotando-os como K a1, K a2, etc.

Um exemplo do cálculo do ácido diabásico:

Mais frequentemente, em vez da própria constante de dissociação K, é usado o valor pK, que é definido como o logaritmo decimal negativo da própria constante:

Uma base é um composto químico capaz de formar uma ligação covalente com um próton (base de Bronsted) ou com um orbital vago de outro composto químico (base de Lewis). Em sentido estrito, as bases são entendidas como hidróxidos básicos - substâncias complexas, durante a dissociação das quais em soluções aquosas apenas um tipo de ânion é dividido - íons hidróxido OH-.

A teoria de Bronsted-Lowry torna possível quantificar a força das bases, ou seja, sua capacidade de separar um próton de um ácido. Isso geralmente é feito usando a constante de basicidade Kb - a constante de equilíbrio da reação de uma base com um ácido de referência, para o qual a água é escolhida. Quanto maior a constante de basicidade, maior a força da base e maior sua capacidade de separar um próton. Freqüentemente, a constante de basicidade é expressa como um índice da constante de basicidade pKb. Por exemplo, para amônia como base de Bronsted, pode-se escrever:

A lei de diluição de Ostwald é uma relação que expressa a dependência da condutividade elétrica equivalente de uma solução diluída de um eletrólito fraco binário na concentração da solução:

Aqui K é a constante de dissociação do eletrólito, c é a concentração, λ e λ∞ são os valores da condutividade elétrica equivalente, respectivamente, na concentração c e na diluição infinita. A razão é uma consequência da lei da ação das massas e igualdade onde α é o grau de dissociação.

30. A água é um eletrólito fraco. Produto iônico da água. Ph. PO

O produto iônico da água é o produto das concentrações de íons hidrogênio H+ e íons hidroxila OH− na água ou em soluções aquosas, a constante de autoprotólise da água.

A água, embora um eletrólito fraco, dissocia-se em pequena medida:

O equilíbrio desta reação é fortemente deslocado para a esquerda. A constante de dissociação da água pode ser calculada pela fórmula:

concentração de íons hidrônio (prótons);

Concentração de íons hidróxido;

A concentração de água (na forma molecular) na água;

A concentração de água na água, dado seu baixo grau de dissociação, é praticamente constante e é (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

A 25°C, a constante de dissociação da água é 1,8 10−16 mol/l. A equação (1) pode ser reescrita como:

Vamos denotar o produto K· \u003d K в \u003d 1,8 10 -16 mol / l 55,56 mol / l \u003d 10 -14 mol² / l² \u003d (a 25 ° C).

A constante Kin, igual ao produto das concentrações de prótons e íons hidróxido, é chamada de produto iônico da água. É constante não apenas para água pura, mas também para soluções aquosas diluídas de substâncias. Com o aumento da temperatura, a dissociação da água aumenta, portanto, Kv também aumenta, com a diminuição da temperatura, vice-versa.

Índice de hidrogênio, pH - uma medida da atividade dos íons de hidrogênio em uma solução e, expressando quantitativamente sua acidez, é calculado como um logaritmo decimal negativo (tomado com o sinal oposto) da atividade dos íons de hidrogênio, expresso em mols por litro:

O valor de pH recíproco tornou-se um pouco menos difundido - um indicador da basicidade da solução, pOH, igual ao logaritmo decimal negativo da concentração na solução de íons OH -:

Equação de conexão:

No caso geral, de acordo com a teoria protolítica de Bronsted-Lowry, de acordo com a equação (4.2), temos para a dissociação de um ácido monobásico fraco:

Verdadeira constante termodinâmica Para esse equilíbrio vai

onde todas as atividades estão em equilíbrio. Vamos representar essa proporção na forma:

Denote, como no caso anterior, o produto de duas constantes Para e a (H 2 O) a (H 2 O) \u003d const em T= const. Então

ou aproximadamente:

onde todas as concentrações estão em equilíbrio. Aqui o valor Para uma chamado constante de dissociação ácida (ionização) ou simplesmente constante de acidez.

Para muitos ácidos fracos, os valores numéricos Para uma são muito pequenos, então em vez de Para uma Aplique indicador de força (ou apenas um indicador):

RK uma =- lg Para uma .

O mais Para uma(ou seja, o menor p Para uma ), mais forte o ácido.

Seja a concentração inicial de um ácido monobásico HB igual ao grau de sua dissociação (ionização) em solução. Então as concentrações de equilíbrio de íons [Н 3 О + ] e [В - ] serão iguais a [Н 3 О + ] = [В - ] = αñ uma , uma concentração de ácido de equilíbrio [HB] = Com uma - α Com uma = Com uma(1 - α). Substituindo esses valores de concentrações de equilíbrio na expressão da constante de equilíbrio (4.10), obtemos:

Se em vez de concentração Com uma use seu recíproco V- diluição (diluição), expressa em l/mol, V=1/Com uma , então a fórmula para Para uma vai parecer:

Essa razão, bem como a expressão

descrever lei de diluição (ou lei de diluição) de Ostwald para um eletrólito binário fraco. Para a1 (um caso típico em muitos sistemas analíticos)

É fácil mostrar que, no caso geral, para um eletrólito fraco de qualquer composição K n A m , decompondo-se em íons de acordo com o esquema

K n A m = P Para t+ +t MAS n -

A lei de diluição de Ostwald é descrita pela relação

Onde Com- a concentração inicial de um eletrólito fraco, por exemplo, um ácido fraco. Então, para o ácido ortofosfórico H 3 RO 4 (P = 3,

t= 1), que decai no total em íons de acordo com o esquema

.

Para um eletrólito binário, a relação se transforma em (4.11). Para a1 temos:

Vamos encontrar o valor de equilíbrio do pH de uma solução de um ácido monobásico HB. Concentração de equilíbrio de íons de hidrogênio

Usando a notação e temos:

pH = 0,5(p Para uma+p Com uma). (4.12)

Assim, para calcular o valor de pH de equilíbrio de uma solução de um ácido monobásico fraco, é necessário conhecer a constante de acidez desse ácido Para uma e sua concentração inicial Com uma .

Calcule o pH de uma solução de ácido acético com concentração inicial de 0,01 mol/L.

À temperatura ambiente para ácido acético Para uma = 1,74 10 -5 ep Para uma = 4,76.

De acordo com a fórmula (4.12), podemos escrever:

pH = 0,5(p Para uma+p Com uma) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

Uma consideração semelhante pode ser realizada para equilíbrios em uma solução de qualquer multibásicoácidos.

Os ácidos polibásicos dissociam-se em íons passo a passo, em vários estágios, cada um dos quais é caracterizado por sua própria constante de equilíbrio. constante de dissociação ácida passo a passo. Assim, por exemplo, em soluções de ácido ortobórico H 3 BO 3, os equilíbrios são estabelecidos (os valores das constantes são dados para 25 ° C):

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

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

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

A constante de dissociação ácida de cada estágio subsequente é menor que a constante de dissociação do estágio anterior - geralmente em várias ordens de grandeza.

O produto de todas as constantes de dissociação passo a passo é igual à constante de dissociação ácida total K:

Para 1 Para 2 ...PARA P =K.

Assim, é fácil ver que para o ácido ortobórico o valor

Para 1 Para 2 Para 3 =K=

é a constante de dissociação ácida total de acordo com o esquema:

4.3.2 Constante de basicidade e pH de soluções de bases fracas

De acordo com a teoria protolítica de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, no caso geral, para a ionização de um único ácido base fraca B em soluções aquosas, pode-se escrever:

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

Se o grau de ionização da base for a1, então a constante de concentração pode ser tomada como a constante deste equilíbrio químico

Procedendo da mesma forma que o anterior, obtemos:

Para = =K b = const quando T= const

como o produto de duas constantes Para\u003d const e [H 2 O] \u003d const.

Vamos chamar a quantidade K b , iguais, portanto,

K b = , (4.13)

constante de dissociação (ionização) de uma base de ácido único fracoouapenas uma constante de basicidade esta base e o valor

p K b = K b ,

Um indicador de força (ou simplesmente um indicador) da constante de basicidade.

De acordo com a lei de diluição de Ostwald no caso em consideração (semelhante à relação (4.11))

K b =,

onde é o grau de ionização de um único ácido base fraca e é a sua concentração inicial. Como para uma base fraca a1, então

Vamos encontrar o valor de pH de equilíbrio de uma solução aquosa da base monoácida em consideração à temperatura ambiente. De acordo com a fórmula (4.7) temos:

pH = p Para W - rOH = 14 - rOH.

Vamos determinar o valor de pOH = [OH - ]. Obviamente

[OH -] = =

Usando indicadores pON = [OH - ], p Para b =K b e

p = , obtemos: pOH = 0,5 (p Para b+ p). Substituindo esta expressão na fórmula acima para pH, chegamos à relação

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

Assim, o valor de pH de equilíbrio em uma solução de uma base de ácido simples fraco pode ser calculado usando a fórmula (4.15):

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

Calcule o pH em uma solução aquosa de amônia 0,01 mol/l, para a qual à temperatura ambiente Para b= e p Para b = 4,76.

Em uma solução aquosa de amônia, um equilíbrio é estabelecido:

que é principalmente deslocado para a esquerda, de modo que o grau de ionização da amônia é . Portanto, para calcular o valor de pH, você pode usar a relação (4.15):

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

Uma consideração semelhante pode ser realizada para qualquer poliácido motivos. É verdade que, neste caso, são obtidas expressões mais complicadas.

Bases poliácidas fracas, como ácidos polibásicos fracos, dissociam-se em etapas, e cada etapa de dissociação também tem sua própria constante de dissociação gradual da base - a constante de basicidade gradual.

Assim, por exemplo, hidróxido de chumbo Pb (OH) 2 em soluções aquosas se decompõe em íons em duas etapas:

O mesmo equilíbrio pode ser escrito de outra forma, aderindo (no quadro da teoria protolítica) à definição de base como uma substância que liga um próton, neste caso, o aceita de uma molécula de água:

Neste caso, as constantes de basicidade passo a passo podem ser representadas como:

Com tal registro desses equilíbrios, supõe-se que o próton da molécula de água passa para o grupo hidroxila com a formação da molécula de água (), resultando em que o número de moléculas de água próximas ao átomo de chumbo (II) aumenta em um, e o número de grupos hidroxila associados ao átomo de chumbo (II) ), também diminui em um em cada etapa de dissociação.

Trabalhar Para 1 Para 2 =K=[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =

2.865 onde Para- constante de dissociação total de acordo com o esquema

ou de acordo com outro esquema

que finalmente leva ao mesmo resultado.

Outro exemplo é a base orgânica etilenodiamina que sofre ionização em solução aquosa em duas etapas. Primeira etapa:

Segundo passo:

Trabalhar -

constante de dissociação total. Corresponde ao saldo

Os valores numéricos das constantes de equilíbrio são fornecidos acima para a temperatura ambiente.

Como no caso dos ácidos polibásicos, para uma base poliácida fraca, a constante de dissociação de cada etapa subsequente é geralmente várias ordens de grandeza menor que a constante de dissociação da etapa anterior.

Na tabela. 4.2 mostra os valores numéricos das constantes de acidez e basicidade de alguns ácidos e bases fracos.

Tabela 4.2. Verdadeiras constantes de ionização termodinâmicas em soluções aquosas de alguns ácidos e bases.

Para uma- constante de acidez, Para b- constante de basicidade,

Para 1 - constante de dissociação para o primeiro estágio,

Para 2 - constante de dissociação para o segundo estágio, etc.

Constantes de dissociação de ácidos fracos
Ácido	Para uma	R Para uma=-lg Para uma
azotado Aminoacético benzóico Bórico (ortobórico) Tetrabornaya onde: K a – constante de acidez; Kp é a constante de equilíbrio. O ácido é mais forte lá, quanto maior a constante de acidez. Os valores de pKa são frequentemente usados. Quanto menor o valor de pKa, mais forte é o ácido. pKa = -lgK a Por exemplo, pKa de fenol = 10, pKa de etanol = 16. Isso significa que o fenol é um ácido seis ordens de grandeza (um milhão de vezes) mais forte que o álcool etílico. A basicidade pode ser expressa em termos de pK b . RKb = 14 - pKuma É importante lembrar que o pKa da água é 15,7. Todas as substâncias que possuem pKa maior que a água não são capazes de exibir propriedades ácidas em soluções aquosas. A água, como um ácido mais forte, inibe a dissociação de ácidos mais fracos. Como as propriedades ácidas da maioria dos compostos orgânicos são muitas vezes menos pronunciadas do que as da água, foi desenvolvida uma abordagem polarográfica para avaliar sua acidez (I.P. Beletskaya et al.). Permite estimar a acidez até pKa = 50, embora para ácidos muito fracos os valores de pKa só possam ser estimados de forma muito aproximada. Uma avaliação qualitativa da acidez é extremamente importante tanto na série de substâncias semelhantes em estrutura quanto para compostos de várias classes. A capacidade de um ácido doar um próton está relacionada à estabilidade do ânion resultante. Quanto mais estável o ânion resultante, menor é o desejo de capturar o próton de volta e se transformar em uma molécula neutra. Ao avaliar a estabilidade relativa de um ânion, vários fatores devem ser levados em consideração. A natureza de um átomo que doa um próton. Quanto mais fácil um átomo perde um próton, maior sua eletronegatividade e polarizabilidade. Portanto, em uma série de ácidos, a capacidade de dissociar diminui da seguinte forma: S-h>O-H>-N-h>C-H Esta série combina perfeitamente com as propriedades dos átomos conhecidos da tabela periódica. A influência do meio ambiente. Se substâncias semelhantes em estrutura são comparadas, a avaliação é realizada comparando a densidade eletrônica no átomo que doou o próton. Todos os fatores estruturais que contribuem para uma diminuição na carga estabilizam o ânion, enquanto um aumento na carga o desestabiliza. Assim, todos os aceptores aumentam a acidez, todos os doadores a diminuem. Isso acontece independentemente de qual efeito de transferência de elétrons (indutivo ou mesomérico) causa a redistribuição da densidade eletrônica. efeito de solvatação. A solvatação (interação com as moléculas do solvente) aumenta a estabilidade do ânion devido à redistribuição do excesso de densidade eletrônica entre o ânion e as moléculas do solvente. Em geral, o padrão é o seguinte: Quanto mais polar o solvente, mais forte a solvatação; Quanto menor o íon, melhor ele é solvatado. Basicidade de acordo com Brönsted é a capacidade de uma substância fornecer seu par de elétrons para interação com um próton. Como regra, são substâncias que contêm átomos de nitrogênio, oxigênio e enxofre na molécula. Quanto mais fraco o centro básico contém um par de elétrons, maior a basicidade. Em uma sequência R3-N >R2O>R2S basicidade diminui. Essa sequência é fácil de lembrar usando a regra mnemônica "NOS". Existe uma relação entre as bases de Brønsted: os ânions são bases mais fortes do que as moléculas neutras correspondentes. Por exemplo, o ânion hidróxido (-OH) é uma base mais forte que a água (H 2 O). Quando uma base interage com um próton, os cátions ônio podem ser formados: R 3 O + - catião oxónio; NR 4 + - catião amónio; · R 3 S + - catião sulfónio. Uma avaliação qualitativa da basicidade em substâncias com estrutura semelhante é realizada usando a mesma lógica da avaliação da acidez, mas com o sinal oposto. Portanto, todos os substituintes aceitadores diminuem sua basicidade, todos os substituintes doadores aumentam sua basicidade. Ácidos e bases de Lewis As bases de Lewis são doadoras de pares de elétrons, assim como as bases de Brønsted. A definição de Lewis para ácidos difere marcadamente da usual (de acordo com Brönsted). De acordo com Lewis, um ácido de Lewis é qualquer molécula ou íon que tenha um orbital livre, que pode ser preenchido com um par de elétrons como resultado da interação. Se, de acordo com Bronsted, um ácido é um doador de prótons, então, de acordo com Lewis, o próprio próton (H +) é um ácido, pois seu orbital está vazio. Existem muitos ácidos de Lewis: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3, etc. A teoria de Lewis permite que muitas reações sejam descritas como interações ácido-base. Por exemplo: Frequentemente em reações com ácidos de Lewis, compostos orgânicos que são doadores de um par de elétrons p participam como bases: Em química orgânica, o seguinte é aceito: · se for utilizado o termo "ácido", significa ácido de Brønsted; Se o termo “ácido” é usado no sentido de Lewis, eles dizem “ácido de Lewis”. Aula nº 5 hidrocarbonetos Alcanos · Série homóloga, nomenclatura, isomerismo, radicais alquilo. Estrutura eletrônica de moléculas de alcano, hibridização sp 3, s-bond. Comprimentos de ligação C-C e C-H, ângulos de ligação, energias de ligação. Isomeria espacial de substâncias orgânicas. Métodos para representar a estrutura espacial de moléculas com átomos de carbono hibridizados sp 3. Características espectrais dos alcanos. Propriedades físicas dos alcanos e padrões das suas alterações na série homóloga. Alcanos (compostos acíclicos saturados, parafinas) Os alcanos são hidrocarbonetos com uma cadeia de átomos aberta, correspondendo à fórmula C n H 2 n + 2, onde os átomos de carbono estão interligados apenas por ligações σ. O termo "saturado" significa que cada carbono na molécula de tal substância está associado ao número máximo possível de átomos (com quatro átomos). A estrutura do metano é descrita em detalhes na palestra nº 2. Isomeria, nomenclatura Os primeiros três membros da série homóloga (metano, etano e propano) existem como um isômero estrutural. Começando pelo butano, o número de isômeros está crescendo rapidamente: o pentano tem três isômeros e o decano (C 10 H 22) já tem 75. método do medidor de pH As medições são realizadas em soluções diluídas, tomando o coeficiente de atividade igual a um. Se não levarmos em conta a reação de autoprotólise da água, então a equação de equilíbrio iônico em uma solução aquosa de um ácido monobásico fraco terá a seguinte forma: HA + H 2 O = H 3 O + + A - x A constante de acidez é expressa como: Além disso, [c] = 1 mol/l Se o ácido é fraco, então Daqui obtemos Prepare soluções com diferentes concentrações iniciais de ácido e meça seu pH. Construir um gráfico de pH versus lg c AH. Da equação acima segue-se que o segmento cortado por uma linha reta no eixo y é igual a 1/2°K kis. Determinação da constante de acidez pelo método potenciométrico Para um ácido monobásico . Para determinar, é necessário medir a concentração de íons hidrônio em uma solução com uma concentração conhecida de ácido. Como eletrodo indicador, você pode usar um eletrodo de vidro ou quinidrona, como Ag | AgCl | KCl || H 3 O + , sat. x.g |Pt Para obter resultados mais precisos, uma solução de ácido fraco é titulada com uma solução de NaOH, durante a titulação o valor EMF do elemento é medido e o pH é calculado. As seguintes reações ocorrem no sistema: 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 Podemos supor que x 1<< x 2 и x 1 << x 3 . As equações de equilíbrio têm a forma: . Como mostrado anteriormente SEÇÃO 3. REGULARIDADES CINÉTICAS DE REAÇÕES SIMPLES A cinética química é uma ciência que estuda o curso de uma reação química ou processos físico-químicos no tempo, este é um ramo da físico-química que estuda a dependência da velocidade de uma reação química na concentração de reagentes, temperatura, propriedades do meio, radiação e outros fatores. Classificação de reações químicas Do ponto de vista da cinética, existem vários princípios para classificar as reações químicas: 1) de acordo com o estado de agregação dos participantes na reação, todas as reações são divididas em homogêneas e heterogêneas. Reações homogêneas quando todos os reagentes estão na mesma fase. Eles são: a) fase gasosa b) fase líquida c) fase sólida Reações heterogêneas, quando os participantes da reação estão em fases diferentes; a reação prossegue no limite de fase 2) de acordo com as especificidades do ato elementar a) catalítico b) não catalítico c) fotoquímica d) eletroquímica e) cadeia 3) pelo número de estágios a) simples (estágio 1) Complexo B 4) por reversibilidade de reação a) reversível (bilateral) b) irreversível A reação é considerada irreversível se: a) a reação produz um gás HCOOH → H 2 O + CO 2 b) um composto pouco solúvel é formado AgNO 3 + KJ → AgJ↓ + KNO 3 c) um composto de baixa dissociação é formado HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O d) muito calor é liberado 3Fe 3 O 4 + 8Al → 4Al 2 O 3 + 9Fe + ∆H 3.2. Reações químicas elementares A velocidade das reações químicas depende do caminho da reação. Este caminho pode ser representado como uma soma de reações químicas elementares. Uma reação elementar é um processo unidirecional de conversão de um componente em outro. É um conjunto do mesmo tipo de atos elementares de transformação química. A maioria das reações químicas não são elementares; eles incluem vários estágios elementares - reações complexas. O mecanismo de reação é um conjunto de etapas elementares. Um reagente é um participante de uma reação química. dρnké uma variação infinitesimal no número de mols do componente k na reação elementar ρ Se um d ρ nk > 0 – produto de reação dρnk< 0 – material de início d ρ n k = 0 – substância indiferente 3.3. A velocidade de uma reação química A velocidade de uma reação química é o número de atos elementares de uma transformação química do mesmo tipo que ocorrem por unidade de tempo em uma unidade de volume ou por unidade de superfície. Considere a reação: t = 0 - números iniciais de mols t ≠ 0 n A n B n C n D - números atuais de mols ξ = (xi) ξ - profundidade de reação ARTIGOS RELACIONADOS Comentários mapa do site Sobre o site