В общия случай, в съответствие с протолитичната теория на Бронстед-Лоури, съгласно уравнение (4.2) имаме за дисоциацията на слаба монопротонова киселина:
Истинската термодинамична константа ДА СЕтози баланс ще бъде
където всички дейности са равновесни. Нека си представим това съотношение във формата:
Нека обозначим, както в предишния случай, произведението на две константи ДА СЕи a(H 2 O) до (H 2 O) = const at Т=конст. Тогава
или приблизително:
където всички концентрации са равновесни. Ето стойността ДА СЕ АНаречен константа на киселинна дисоциация (йонизация) или просто киселинна константа.
За много слаби киселини числените стойности ДА СЕ Аса много малки, така че вместо размера ДА СЕ АПриложи индикатор за сила (или просто индикатор):
rK А =- lg ДА СЕ А .
Колкото повече ДА СЕ А(т.е. колкото по-малко е p ДА СЕ А ), толкова по-силна е киселината.
Нека началната концентрация на едноосновна киселина HB е равна на степента на нейната дисоциация (йонизация) в разтвор. Тогава равновесните концентрации на йоните [H 3 O + ] и [B - ] ще бъдат равни на [H 3 O + ] = [B - ] = αс А , равновесна концентрация на киселина [НВ] = с А - α с А = с А(1 - α). Замествайки тези стойности на равновесните концентрации в израза за равновесната константа (4.10), получаваме:
Ако вместо концентрация с Аизползвайте обратното му V- разреждане (разреждане), изразено в l/mol, V=1/с А , след това формулата за ДА СЕ Аще изглежда така:
Тази връзка, а също и изразът
описвам Законът на Оствалд за разреждане (или закон за разреждане)за слаб бинарен електролит. При a1 (типичен случай в много аналитични системи)
Лесно е да се покаже, че в общия случай за слаб електролит с произволен състав K n A m, който се разлага на йони съгласно схемата
K n A m = ПДА СЕ t+ +тА н -
Законът за разреждане на Оствалд се описва от връзката
Където с- първоначалната концентрация на слаб електролит, например слаба киселина. И така, за ортофосфорна киселина H 3 PO 4 (П = 3,
T= 1), който напълно се разпада на йони съгласно схемата
.
За бинарен електролит отношението става (4.11). За a1 имаме:
Нека намерим равновесната стойност на pH на разтвор на едноосновна киселина NV. Равновесна концентрация на водородни йони
Използвайки нотацията и получаваме:
рН = 0,5(r ДА СЕ А+стр с А). (4.12)
По този начин, за да се изчисли равновесната стойност на рН на разтвор на слаба монопротонова киселина, е необходимо да се знае константата на киселинността на тази киселина ДА СЕ Аи първоначалната му концентрация с А .
Нека изчислим pH на разтвор на оцетна киселина с начална концентрация 0,01 mol/l.
При стайна температура за оцетна киселина ДА СЕ А = 1.74·10 -5 и p ДА СЕ А = 4,76.
Съгласно формула (4.12) можем да запишем:
pH = 0,5 (стр ДА СЕ А+стр с А) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
Подобно разглеждане може да се направи за равновесия в разтвор на всяка слаба многоосновенкиселини.
Многоосновните киселини се дисоциират на йони стъпаловидно, на няколко етапа, всеки от които се характеризира със собствена равновесна константа константа на стъпаловидна киселинна дисоциация.Например, в разтвори на ортоборна киселина H 3 BO 3 се установяват равновесия (постоянните стойности са дадени за 25 ° C):
H 3 VO 3 + H 2 O = H 3 O + +, ДА СЕ 1
= 
H 2 O = H 3 O + +, ДА СЕ 2
= 
H 2 O = H 3 O + +, ДА СЕ 3 =
Киселинната константа на дисоциация на всяка следваща стъпка е по-малка от константата на дисоциация на предходната стъпка - обикновено с няколко порядъка.
Произведението на всички стъпкови константи на дисоциация е равно на общата константа на киселинна дисоциация K:
ДА СЕ 1 ДА СЕ 2 ...ДА СЕ П =К.
По този начин е лесно да се види, че за ортоборната киселина стойността
ДА СЕ 1
ДА СЕ 2
ДА СЕ 3
=K= 
има константа на пълна киселинна дисоциация по схемата:
4.3.2 Константа на основност и pH на разтвори на слаби основи
В съответствие с протолитичната теория на Брьонстед-Лоури за киселините и основите, в общия случай, за йонизацията на еднокиселинна слаба основа В във водни разтвори, можем да напишем:
B + H 2 O = HB + + OH -
Ако степента на йонизация на основата е a1, тогава константата на концентрацията може да се приеме като константа на това химично равновесие
Продължавайки подобно на предишния, получаваме:
ДА СЕ = =К b = const когато T= конст
като произведение на две константи ДА СЕ=const и [H 2 O] = const.
Да извикаме количеството К b , равен, следователно,
К b = , (4.13)
константа на дисоциация (йонизация) на слаба еднокиселинна основаилипросто константа на базисносттази база и величината
стр К b = К b ,
Индикатор за сила (или просто индикатор) на константата на основност.
Съгласно закона за разреждане на Оствалд в разглеждания случай (подобно на връзката (4.11))
К b =,
където е степента на йонизация на еднокиселинна слаба основа и е нейната начална концентрация. Тъй като за слаба основа a1, тогава
Нека намерим равновесната стойност на pH на воден разтвор на въпросната монокиселинна основа при стайна температура. В съответствие с формула (4.7) имаме:
pH = p ДА СЕ w - рОН = 14 - рОН.
Да определим стойността pOH = [OH - ]. очевидно
[OH -] = = 
С помощта на индикаторите pOH = [OH - ], p ДА СЕ b =К bИ
p = , получаваме: pOH = 0,5(p ДА СЕ b+ p). Замествайки този израз в горната формула за pH, стигаме до връзката
pH = 14 - pOH = 14 – 0,5 (стр ДА СЕ b+ p).
И така, равновесната стойност на pH в разтвор на слаба еднокиселинна основа може да се изчисли по формула (4.15):
pH = 14 - 0,5 (стр ДА СЕ b+ p). (4.15)
Нека изчислим pH в 0,01 mol/l воден разтвор на амоняк, за който при стайна температура ДА СЕ b= и p ДА СЕ b = 4,76.
Във воден разтвор на амоняк се установява равновесие:
което е изместено предимно наляво, така че степента на йонизация на амоняка е . Следователно, за да изчислите стойността на pH, можете да използвате връзката (4.15):
pH = 14 - 0,5 (стр ДА СЕ b+ p) =
Подобно разглеждане може да се извърши за всеки слаб поликиселинаоснования. Вярно, това води до по-тромави изрази.
Слабите поликиселинни основи, като слабите многоосновни киселини, се дисоциират стъпаловидно и всяка стъпка на дисоциация също има своя собствена стъпаловидна константа на дисоциация на основата - стъпаловидна основностна константа.
Например оловен хидроксид Pb(OH) 2 във водни разтвори се разлага на йони на два етапа:
Същите равновесия могат да бъдат записани по друг начин, придържайки се (в рамките на протолитичната теория) към дефиницията на базата като вещество, което свързва протон, в този случай, приемайки го от водна молекула:
Постепенните константи на основност могат да бъдат представени във формата:
С този запис на посочените равновесия се приема, че протон от водна молекула преминава към хидроксилна група с образуването на водна молекула (), в резултат на което броят на водните молекули в близост до оловния (II) атом се увеличава с една, а броят на хидроксилните групи, свързани с оловния (II) атом), също намалява с една при всяка стъпка на дисоциация.
работа ДА СЕ 1 ДА СЕ 2 =K=[Pb 2+ ][OH - ] 2 /[Pb(OH) 2 ] =
2.865, където ДА СЕ- обща константа на дисоциация по схемата
или по друга записана схема
което в крайна сметка води до същия резултат.
Друг пример е органичната основа етилендиамин, която претърпява йонизация във воден разтвор на два етапа. Първи етап:
Втори етап:
работа 
-
обща константа на дисоциация. Съответства на равновесието
Числените стойности на равновесните константи са дадени по-горе за стайна температура.
Както в случая на многоосновни киселини, за слаба поликиселинна основа константата на дисоциация на всеки следващ етап обикновено е няколко порядъка по-малка от константата на дисоциация на предишния етап.
В табл Таблица 4.2 показва числените стойности на константите на киселинност и основност на някои слаби киселини и основи.
Таблица 4.2. Истински термодинамични йонизационни константи във водни разтвори на някои киселини и основи.
ДА СЕ А- киселинна константа, ДА СЕ b- константа на основност,
ДА СЕ 1 - константа на дисоциация за първата стъпка,
ДА СЕ 2
- константа на дисоциация за втората стъпка и т.н.
| Константи на дисоциация на слаби киселини |
||
| киселина | ДА СЕ А | Р ДА СЕ А=-lg ДА СЕ А |
| Азотни Аминооцетна Бензоиная Борна (ортоборна) Тетраборна Видове протолитични реакции. МУ "Решения" стр. 52-55 Автопротолиза на вода. Йонно произведение на вода.МУ "Решения"» страница 56 Малка част от водните молекули винаги са в йонно състояние, въпреки че е много слаб електролит. Йонизацията и по-нататъшната дисоциация на водата, както вече беше споменато, се описва от уравнението на протолитичната реакция на киселинно-базово диспропорциониране или автопротолиза. Водата е много слаб електролит, следователно образуваната спрегната киселина и спрегната основа са силни. Следователно равновесието на тази протолитична реакция е изместено наляво. Константата на това равновесие K е равна на = Количествената стойност на произведението на концентрацията на водни йони × е йонен продукт на вода. То е равно на: × = K равно. × 2 = 1 × 10 – 14 Следователно: KH 2O = × = 10 – 14 или опростено KH 2O = × = 10 – 14 KH2O е йонният продукт на водата, автопротолизната константа на водата или просто константата на водата. KH2O зависи от температурата. Увеличава се с повишаване на температурата. В химически чиста вода = = = 1×10 – 7. Това е неутрална среда. Разтворът може да съдържа > – средата е кисела или< – среда щелочная = ; = pH стойност За да изразите количествено киселинността на разтворите, използвайте индикатор за концентрация на водородни йони pH. Водородният индекс е стойност, равна на отрицателния десетичен логаритъм от концентрацията на свободни водородни йони в разтвор. pH = – log ⇒ = 10 – pH В неутрална среда pH = 7 При кисело pH< 7 При алкално pH > 7 За характеризиране на основността на средата се използва хидроксилният индикатор pOH рОН = – log [ОH - ] ⇒ [ОH - ] = 10 – рОН pH + pOH = 14 Þ pH = 14 – pOH и pOH = 14 – pH Формули за изчисляване на рН за разтвори на киселини и основи. pH = – log
Изчислете pH на разтвор на HCl с C(HCl) = 0,1 mol/l при условие на пълната му дисоциация. C(HCl) = 0,1 mol/l; pH = – log 0,1 = 1 2. Силни бази: [ОH - ] = С(1/z база) Изчислете pH на разтвора на NaOH при същите условия. C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10 – 13 ; pH = – log 10 – 13 = 13 3. Слаби киселини Изчислете pH на разтвор на оцетна киселина с моларна концентрация 0,5 mol/L. K CH 3COOH = 1,8×10 – 5. 3×10 – 3 pH = – log 3×10 – 3 = 2,5 4. Слаби основи Изчислете pH на разтвор на амоняк с моларна концентрация 0,2 mol/L. K NН 3 = 1,76×10 – 5 1,88×10 – 3 0,53×10 – 11; pH = – log 0,53×10 – 11 = 11,3 5. C(H +) = [H + ] = 10 – pH При pH = 7, [H + ] = 10 – 7 Има различни методи за определяне на pH: с помощта на индикатори и йономерни устройства. Стойността на pH за химични реакции и биохимични процеси в тялото. Много реакции изискват строго определена стойност на pH, за да протичат в определена посока. Обикновено в здраво тяло реакцията на околната среда на повечето биологични течности е близка до неутрална. Кръвно – 7,4 Слюнка – 6,6 Чревен сок – 6,4 Жлъчка – 6,9 Урина – 5,6 Стомашен сок: а) в покой – 7,3 б) в състояние на храносмилане – 1,5-2 Отклонението на рН от нормата има диагностично (определение на заболяването) и прогностично (протичане на заболяването) значение. Ацидозата е изместване на рН към киселата страна, рН намалява, концентрацията на водородни йони се увеличава. Алкалозата е изместване на рН към алкална област, рН се повишава и концентрацията на водородни йони намалява. Временното отклонение на рН на кръвта от нормата с десети води до сериозни смущения в организма. Дългосрочните отклонения в pH на кръвта могат да бъдат фатални. Отклоненията в pH на кръвта могат да бъдат 6,8 - 8; промени извън този диапазон във всяка посока са несъвместими с живота. Комбинирани и изолирани протолитични равновесия. Протолитичните процеси са обратими реакции. Протолитичните равновесия се изместват към образуването на по-слаби киселини и основи. Те могат да се разглеждат като конкуренция между бази с различна сила за притежаването на протон. Те говорят за изолирани и комбинирани равновесия. Ако няколко едновременно съществуващи равновесия са независими едно от друго, те се наричат изолирани. Изместването на равновесието на единия от тях не води до промяна на равновесното положение на другия. Ако промяната в равновесието на едно от тях води до промяна на равновесието на другото, тогава говорим за комбинирани (спрегнати, конкурентни) равновесия. Преобладаващият процес в системите с комбинирано равновесие е този, който се характеризира с по-голяма стойност на равновесната константа. Вторият процес ще бъде преобладаващ, т.к неговата равновесна константа е по-голяма от равновесната константа на първия процес. Равновесието във втория процес е изместено в по-голяма степен надясно, т.к метиламинът е по-силна основа от амоняка, NH 4 + е по-силна киселина от CH 3 NH 3 +. Заключение: По-силната основа потиска йонизацията на по-слабата основа. Следователно, когато малко количество солна киселина се добави към смес от амоняк и метиламин, основно метиламинът ще претърпи протониране. И още: най-силната киселина потиска йонизацията на слабите киселини. Така солната киселина, намираща се в стомашния сок, потиска йонизацията на оцетната киселина (постъпваща от храната) или ацетилсалициловата киселина (лечебно вещество). ______________________________________________________________
Така според тази теория Киселина е всяко вещество, чиито молекули (включително йони) са способни да отдадат протон, т.е. да бъде донор на протони; Основа е всяко вещество, чиито молекули (включително йони) са способни да прикрепят протон, т.е. да бъде акцептор на протони; Амфолит е всяко вещество, което е едновременно донор и акцептор на протони. Тази теория обяснява киселинно-алкалните свойства не само на неутралните молекули, но и на йоните. Една киселина, отдавайки протон, се превръща в основа, която е конюгат на тази киселина. Термините "киселина" и "основа" са относителни понятия, тъй като едни и същи частици - молекули или йони - могат да проявяват както основни, така и киселинни свойства, в зависимост от партньора. По време на протолитичното равновесие се образуват киселинно-алкални двойки. Според протонната теория реакциите на хидролиза, йонизация и неутрализация не се считат за специално явление, а се считат за обичайно прехвърляне на протони от киселина към основа. Частицата А се образува след отделянето на водороден йон | ||
| се нарича спрегната основа на дадена киселина, т.к той е способен да прикрепи отново Н+ йона към себе си. | ||
| Според протолитичната теория киселините и основите могат да бъдат три вида: неутрални, анионни и катионни. Първите са неутрални молекули, способни да даряват или прикрепват H + йон, например: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (киселини); NH 3, CH 3 –O–CH 3 (бази). Анионни основи и киселиниса отрицателно заредени йони, например: HSO 4 –, HPO 4 2–, HS – (киселини); OH – , Cl – , NO 3 – (бази). В ролята катионни основи и киселинипоявяват се положително заредени йони, например: NH 4 +, H 3 O + (киселини); H 2 N–NH 3 +, H 2 N–(CH 2) 2 –NH 3 + (бази). Много частици (както молекули, така и йони) имат амфотерни свойства, т.е. в зависимост от условията те могат да действат както като киселина, така и като основа, например: H 2 O, NH 3, HSO 4 –, H 2 N–NH 3 + и др. Тези съединения се наричат амфипротични или амфолити. Теорията на Брьонстед-Лоури, макар и по-напреднала от теорията на Арениус, също има някои недостатъци и не е изчерпателна. По този начин той не е приложим за много вещества, които проявяват функцията на киселина, но не съдържат H + йони, например: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3 и др. | ||
където: K a – киселинна константа; K p – равновесна константа.
Колкото киселината там е по-силна, толкова по-висока е киселинната константа. Често се използват стойности на pK a. Колкото по-ниска е стойността на pKa, толкова по-силна е киселината.
pK a = -logK a
Например pK a на фенол = 10, pKa на етанол = 16. Това означава, че фенолът е шест порядъка (милиони пъти) по-силна киселина от етиловия алкохол.
Основността може да бъде изразена чрез pK b.
rKb = 14 - pKа
Важно е да запомните, че pKa на водата = 15,7. Всички вещества, които имат pKa по-голямо от водата, не могат да проявяват киселинни свойства във водни разтвори. Водата, като по-силна киселина, потиска дисоциацията на по-слабите киселини. Тъй като повечето органични съединения имат киселинни свойства, които са многократно по-слаби от тези на водата, е разработен полярографски подход за оценка на тяхната киселинност (I.P. Beletskaya et al.). Позволява ви да оцените киселинността до pK a = 50, въпреки че за много слаби киселини стойностите на pK a могат да бъдат оценени само много приблизително.
Качествената оценка на киселинността както в редица вещества с подобни структури, така и за съединения от различни класове е изключително важна. Способността на киселината да отдава протон е свързана със стабилността на получения анион. Колкото по-стабилен е полученият анион, толкова по-малка е тенденцията му да улови обратно протона и да се превърне в неутрална молекула. Трябва да се вземат предвид няколко фактора, когато се оценява относителната стабилност на един анион.
Естеството на атома, даряващ протон.Колкото по-лесно един атом губи протон, толкова по-висока е неговата електроотрицателност и поляризуемост. Следователно в серията киселини способността за дисоциация намалява, както следва:
С-H>о-H>-Н-H>° С-з
Тази серия отговаря напълно на свойствата на атомите, известни от периодичната таблица.
Влиянието на околната среда.Ако се сравняват вещества, които са сходни по структура, оценката се извършва чрез сравняване на електронната плътност на атома, който е дал протона. Всички структурни фактори, които допринасят за намаляване на заряда, стабилизират аниона, а увеличаването на заряда го дестабилизира. Така всички акцептори повишават киселинността, всички донори я намаляват.
Това се случва независимо от това какъв ефект на пренос на електрон (индуктивен или мезомерен) е отговорен за преразпределението на електронната плътност.
Солватационен ефект.Солватацията (взаимодействие с молекулите на разтворителя) повишава стабилността на аниона поради преразпределението на излишната електронна плътност между аниона и молекулите на разтворителя. Като цяло моделът е следният:
· колкото по-полярен е разтворителят, толкова по-силна е солватацията;
· колкото по-малък е йонът, толкова по-добре се солватира.
Основността според Брьонстед е способността на веществото да предостави своя двойка електрони за взаимодействие с протон. По правило това са вещества, съдържащи в молекулата си атоми азот, кислород и сяра.
Колкото по-слаб основният център държи двойка електрони, толкова по-висока е основността. В един ред
R 3 -N>R 2O>R 2С
основността намалява. Тази последователност е лесна за запомняне с помощта на мнемоничното правило „NOS“.
Има връзка между базите на Брьонстед: анионите са по-силни основи от съответните неутрални молекули. Например хидроксидният анион (–OH) е по-силна основа от водата (H2O). Когато база взаимодейства с протон, могат да се образуват ониеви катиони:
· R 3 O + - оксониев катион;
· NR 4 + - амониев катион;
· R 3 S + - сулфониев катион.
Качествената оценка на основността на вещества с подобни структури се извършва по същата логика като оценката на киселинността, но с обратен знак.
Следователно всички акцепторни заместители намаляват своята основност, а всички донорни заместители повишават своята основност.
Люисови киселини и основи
Базите на Люис са донори на електронни двойки, точно като базите на Брьонстед.
Дефиницията на Луис за киселини се различава значително от обичайната (според Брьонстед). Киселина на Люис е всяка молекула или йон, която има свободна орбитала, която може да бъде запълнена с електронна двойка в резултат на взаимодействие. Ако според Brønsted една киселина е протонен донор, тогава според Луис самият протон (H +) е киселина, тъй като неговата орбитала е празна. Има много киселини на Люис: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 и др. Теорията на Люис позволява много реакции да бъдат описани като киселинно-базови взаимодействия. Например:
Често в реакции с киселини на Луис органичните съединения, които донорират двойка р-електрони, участват като основи:
В органичната химия се приема следното:
· ако се използва терминът „киселина“, това означава киселина на Brønsted;
· ако терминът "киселина" се използва в смисъла на Луис, те казват "киселина на Луис".
Лекция № 5
Въглеводороди
Алкани
· Хомоложни редове, номенклатура, изомерия, алкилови радикали. Електронна структура на алканови молекули, sp 3 -хибридизация, s-връзка. Дължини на C-C и C-H връзки, ъгли на връзката, енергия на връзката. Пространствена изомерия на органичните вещества. Методи за изобразяване на пространствената структура на молекули с sp 3 -хибридизирани въглеродни атоми. Спектрални характеристики на алкани. Физични свойства на алканите и модели на техните промени в хомоложната серия.
Алкани (наситени ациклени съединения, парафини)
Алканите са въглеводороди с отворена верига от атоми, съответстващи на формулата C n H 2 n+2, където въглеродните атоми са свързани помежду си само чрез σ връзки.
Терминът „наситен“ означава, че всеки въглерод в молекулата на такова вещество е свързан с максималния възможен брой атоми (четири атома).
Структурата на метана е описана подробно в лекция No2.
Изомерия, номенклатура
Първите три члена на хомоложната серия (метан, етан и пропан) съществуват като един структурен изомер. Започвайки с бутан, броят на изомерите нараства бързо: пентанът има три изомера, а деканът (C 10 H 22) вече има 75.
Глава 20. Количествено описание на химичното равновесие
20.1. Закон за масовото действие
Запознахте се със закона за действието на масите, като изучавахте равновесието на обратимите химични реакции (Глава 9, § 5). Спомнете си, че при постоянна температура за обратима реакция
а A+ bб д D+ fЕзаконът за действието на масите се изразява с уравнението
Знаете, че при прилагането на закона за действието на масите е важно да се знае в какво агрегатно състояние се намират веществата, участващи в реакцията. Но не само това: важен е броят и съотношението на фазите в дадена химическа система. Въз основа на броя на фазите реакциите се разделят на хомофазен, И хетерофазен.Сред хетерофазните има твърда фазареакции.
| Хомофазна реакция– химическа реакция, в която всички участници са в една и съща фаза. |
Тази фаза може да бъде смес от газове (газова фаза) или течен разтвор (течна фаза). В този случай всички частици, участващи в реакцията (A, B, D и F), могат да извършват хаотично движение независимо една от друга и обратимата реакция протича в целия обем на реакционната система. Очевидно такива частици могат да бъдат или молекули на газообразни вещества, или молекули или йони, които образуват течност. Примери за обратими хомофазни реакции са реакциите на синтез на амоняк, изгаряне на хлор във водород, реакцията между амоняк и сероводород във воден разтвор и др.
Ако поне едно вещество, участващо в реакцията, е във фаза, различна от другите вещества, тогава обратимата реакция протича само на границата и се нарича хетерофазна реакция.
| Хетерофазна реакция– химическа реакция, чиито участници са в различни фази. |
Обратимите хетерофазни реакции включват реакции, включващи газообразни и твърди вещества (например разлагането на калциев карбонат), течни и твърди вещества (например утаяване от разтвор на бариев сулфат или реакцията на цинк със солна киселина), както и газообразни и течни вещества.
Специален случай на хетерофазни реакции са твърдофазните реакции, т.е. реакциите, в които всички участници са твърди вещества.
Всъщност уравнение (1) е валидно за всяка обратима реакция, независимо към коя от изброените групи принадлежи. Но при хетерофазна реакция равновесните концентрации на вещества в по-подредена фаза са постоянни стойности и могат да бъдат комбинирани в равновесна константа (виж Глава 9, § 5).
И така, за хетерофазна реакция
а A g + b B кр д D g + f F крзаконът за действието на масите ще бъде изразен чрез отношението
Видът на тази връзка зависи от това кои вещества, участващи в реакцията, са в твърдо или течно състояние (течно, ако останалите вещества са газове).
В изразите на закона за масовото действие (1) и (2) формулите на молекулите или йоните в квадратни скоби означават равновесната концентрация на тези частици в газ или разтвор. В този случай концентрациите не трябва да бъдат високи (не повече от 0,1 mol/l), тъй като тези съотношения са валидни само за идеални газове и идеални разтвори. (При високи концентрации законът за масовото действие остава валиден, но вместо концентрация е необходимо да се използва друга физическа величина (т.нар. активност), която отчита взаимодействията между частиците на газ или разтвор. Активността не е пропорционално на концентрацията).
Законът за действието на масите е приложим не само за обратими химични реакции; много обратими физически процеси също са подчинени на него, например междуфазови равновесия на отделни вещества по време на прехода им от едно агрегатно състояние в друго. По този начин обратимият процес на изпаряване - кондензация на вода може да се изрази с уравнението
H 2 O f H 2 O g
За този процес можем да напишем уравнението на равновесната константа:
Получената връзка потвърждава по-специално известното ви от физиката твърдение, че влажността на въздуха зависи от температурата и налягането.
20.2. Константа на автопротолиза (йонен продукт)
Друго приложение на закона за масовото действие, което ви е известно, е количественото описание на автопротолизата (Глава X § 5). Знаете ли, че хомофазово равновесие се наблюдава в чиста вода?
2H 2 O H 3 O + + OH -
за чието количествено описание можем да използваме закона за масовото действие, чийто математически израз е константа на автопротолиза(йонен продукт) на вода
Автопротолизата е характерна не само за водата, но и за много други течности, чиито молекули са свързани помежду си с водородни връзки, например амоняк, метанол и флуороводород:
| 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - | К(NH3) = 1,91. 10 –33 (при –50 o C); |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | К(CH3OH) = 4.90. 10 –18 (при 25 o C); |
| 2HF H 2 F + + F - | К(HF) = 2,00. 10 –12 (при 0 o C). |
За тези и много други вещества са известни автопротолизни константи, които се вземат предвид при избора на разтворител за определени химични реакции.
Символът често се използва за обозначаване на константата на автопротолизата К С.
Константата на автопротолизата не зависи от теорията, в рамките на която се разглежда автопротолизата. Стойностите на равновесните константи, напротив, зависят от възприетия модел. Нека проверим това, като сравним описанието на автопротолизата на водата според протолитичната теория (колона отляво) и според остарялата, но все още широко използвана теория за електролитна дисоциация (колона вдясно):
Според теорията за електролитната дисоциация се приема, че водните молекули частично се дисоциират (разпадат) на водородни йони и хидроксидни йони. Теорията не обяснява нито причините, нито механизма на този „разпад“. Името "константа на автопротолиза" обикновено се използва в протолитичната теория, а "йонният продукт" се използва в теорията на електролитната дисоциация.
20.3. Константи на киселинност и основност. pH стойност
Законът за действието на масите се използва и за количествено характеризиране на киселинно-алкалните свойства на различни вещества. В протолитичната теория за това се използват константи на киселинност и основност, а в теорията на електролитната дисоциация - константи на дисоциация.
Вече знаете как протолитичната теория обяснява киселинно-алкалните свойства на химичните вещества (Глава XII § 4). Нека сравним този подход с подхода на теорията на електролитната дисоциация, като използваме примера за обратима хомофазна реакция с вода на циановодородна киселина HCN - слаба киселина (отляво - според протолитичната теория, отдясно - според теорията на електролитна дисоциация):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
К К(HCN) = К С. = = 4,93. 10 –10 mol/l |
HCN H + + CN –
Константа на равновесие К Св този случай се нарича константа на дисоциация(или йонизационна константа), означено ДА СЕи е равна на киселинната константа в протолитичната теория. К = 4,93. 10 –10 mol/l |
Степента на протолиза на слаба киселина () в теорията на електролитната дисоциация се нарича степен на дисоциация(освен ако тази теория не счита веществото за киселина).
В протолитичната теория, за да характеризирате база, можете да използвате нейната константа на основност или можете да използвате константата на киселинността на спрегнатата киселина. В теорията на електролитната дисоциация само веществата, които се дисоциират в разтвора на катионни и хидроксидни йони, се считат за основи, следователно, например, се приема, че разтворът на амоняк съдържа „амониев хидроксид“, а по-късно – амонячен хидрат
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
K O (NH3) = К С .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + + OH –
Константа на равновесие К Си в този случай се нарича константа на дисоциация, означена ДА СЕи е равна на константата на основност. К = 1,74. 10–5 mol/l В тази теория няма концепция за спрегната киселина. Амониевият йон не се счита за киселина. Киселинната среда в разтворите на амониеви соли се обяснява с хидролиза. |
1.74. 10 –5 mol/l
Още по-големи трудности в теорията на електролитната дисоциация причиняват описанието на основните свойства на други вещества, които не съдържат хидроксилни групи, например амини (метиламин CH 3 NH 2, анилин C 6 H 5 NH 2 и др.).
За характеризиране на киселинните и основните свойства на разтворите се използва друго физическо количество - pH стойност(обозначава се с pH, чете се „peh“). В рамките на теорията за електролитната дисоциация водородният индекс се определя, както следва:
pH = –lg
По-точно определение, като се вземе предвид липсата на водородни йони в разтвора и невъзможността да се вземат логаритмични мерни единици:
pH = –lg()
Би било по-правилно тази величина да се нарече "оксоний", а не водороден индекс, но това име не се използва.
Определя се подобно на водорода хидроксиден индекс(обозначава се pOH, чете се "pe oash").
pOH = –lg()
Къдравите скоби, показващи числената стойност на количеството в изразите за индикатори за водород и хидроксид, много често не се поставят, забравяйки, че е невъзможно да се логаритмуват физическите величини.
Тъй като йонният продукт на водата е постоянна стойност не само в чиста вода, но и в разредени разтвори на киселини и основи, индикаторите за водород и хидроксид са свързани:
K(H 2 O) = = 10 –14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = –14
pH + pHOH = 14
В чиста вода = = 10 –7 mol/l, следователно pH = pOH = 7.
В кисел разтвор (в кисел разтвор) има излишък от оксониеви йони, тяхната концентрация е по-голяма от 10 -7 mol / l и следователно рН< 7.
В основен разтвор (алкален разтвор), напротив, има излишък от хидроксидни йони и следователно концентрацията на оксониеви йони е по-малка от 10 -7 mol / l; в този случай pH > 7.
20.4. Константа на хидролиза
В рамките на теорията за електролитната дисоциация обратимата хидролиза (хидролиза на соли) се разглежда като отделен процес и се разграничават случаи на хидролиза
- соли на силна основа и слаба киселина,
- соли на слаба основа и силна киселина, както и
- соли на слаба основа и слаба киселина.
Нека разгледаме тези случаи паралелно в рамките на протолитичната теория и в рамките на теорията за електролитната дисоциация.
Сол със силна основа и слаба киселина
Като първи пример разгледайте хидролизата на KNO 2, сол на силна основа и слаба едноосновна киселина.
| K+, NO2- и H2O. NO 2 - е слаба основа, а H 2 O е амфолит, следователно е възможна обратима реакция NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - , чието равновесие се описва от константата на основност на нитритния йон и може да се изрази чрез константата на киселинността на азотната киселина: K o (NO 2 -) = |
Когато това вещество се разтвори, то необратимо се дисоциира на K + и NO 2 - йони: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - При едновременното присъствие на H + и NO 2 - йони в разтвора възниква обратима реакция H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Равновесието на реакцията на хидролиза се описва с константата на хидролиза ( х) и може да се изрази чрез константата на дисоциация ( ДА СЕд) азотиста киселина: K h = Kc .
= |
Както можете да видите, в този случай константата на хидролиза е равна на константата на основност на основната частица.
Въпреки факта, че обратимата хидролиза се извършва само в разтвор, когато водата се отстрани, тя е напълно „потисната“ и следователно продуктите от тази реакция не могат да бъдат получени, в рамките на теорията на електролитната дисоциация молекулярното уравнение на хидролизата е написано:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Като друг пример, разгледайте хидролизата на Na 2 CO 3 - сол на силна основа и слаба двуосновна киселина. Линията на разсъждение тук е напълно сходна. В рамките на двете теории се получава йонното уравнение:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
В рамките на протолитичната теория се нарича уравнение на протолизата на карбонатния йон, а в рамките на теорията на електролитната дисоциация се нарича йонно уравнение на хидролизата на натриевия карбонат.
Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH
В рамките на TED константата на основност на карбонатния йон се нарича константа на хидролиза и се изразява чрез „константата на дисоциация на втория етап на въглеродната киселина“, тоест чрез константата на киселинността на бикарбонатния йон.
Трябва да се отбележи, че при тези условия HCO 3 -, като много слаба основа, практически не реагира с вода, тъй като възможната протолиза се потиска от наличието на много силни основни частици в разтвора - хидроксидни йони.
Сол със слаба основа и силна киселина
Нека разгледаме хидролизата на NH4Cl. В рамките на TED, това е сол на слаба еднокиселинна основа и силна киселина.
| Разтворът на това вещество съдържа частици: NH4+, Cl- и H2O. NH 4 + е слаба киселина, а H 2 O е амфолит, следователно е възможна обратима реакция NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, чието равновесие се описва от киселинната константа на амониевия йон и може да се изрази чрез алкална константа на амоняка: KK(NH4+) = |
Когато това вещество се разтвори, то необратимо се дисоциира на NH 4 + и Cl - йони: NH 4 Cl = NH 4 + + Cl - Водата е слаб електролит и се дисоциира обратимо: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3 . H2O Добавяйки уравненията на тези две обратими реакции и въвеждайки подобни членове, получаваме йонното уравнение на хидролизата NH4++H2ONH3. H2O+H+ Равновесието на реакцията на хидролиза се описва от константата на хидролиза и може да бъде изразено чрез константата на дисоциация на амонячен хидрат: K h = |
В този случай хидролизната константа е равна на киселинната константа на амониевия йон. Константата на дисоциация на амонячния хидрат е равна на константата на основност на амоняка.
Молекулно уравнение на хидролиза (в рамките на TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl
Друг пример за реакция на солева хидролиза от този тип е хидролизата на ZnCl2.
| Разтворът на това вещество съдържа частици: Zn 2+ aq, Cl- и Н2О. Цинковите йони са 2+ аквакатиони и са слаби катионни киселини, а H 2 O е амфолит, следователно е възможна обратима реакция 2= + H 2 O + + H 3 O + , чието равновесие се описва от киселинната константа на цинковата водна среда и може да се изрази чрез основностната константа на триаквахидроксоцинковия йон: K K ( 2+ ) = = | Когато това вещество се разтвори, то необратимо се разпада на Zn 2+ и Cl - йони: ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl - Водата е слаб електролит и се дисоциира обратимо: H 2 O H + + OH - При едновременното присъствие на OH - и Zn 2+ йони в разтвора възниква обратима реакция Zn 2+ + OH - ZnOH + Добавяйки уравненията на тези две обратими реакции и въвеждайки подобни членове, получаваме йонното уравнение на хидролизата Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Равновесието на реакцията на хидролиза се описва от константата на хидролиза и може да се изрази чрез „константата на дисоциация на втория етап на цинковия хидроксид“: K h = |
Константата на хидролиза на тази сол е равна на константата на киселинността на цинковата водна реакция, а константата на дисоциация на цинковия хидроксид във втория етап е константата на основността на + йона.
Йонът .+ е по-слаба киселина от йона 2+, така че практически не реагира с вода, тъй като тази реакция се потиска поради наличието на оксониеви йони в разтвора. В рамките на TED това твърдение звучи така: „хидролизата на цинковия хлорид във втория етап практически не се случва“.
Молекулно уравнение на хидролиза (в рамките на TED):
ZnCl2 + H2O Zn(OH)Cl + HCl.
Сол със слаба основа и слаба киселина
С изключение на амониеви соли, такива соли обикновено са неразтворими във вода. Следователно, нека разгледаме този тип реакция, използвайки амониев цианид NH 4 CN като пример.
| Разтворът на това вещество съдържа частици: NH4+, CN- и H2O. NH 4 + е слаба киселина, CN - е слаба основа, а H 2 O е амфолит, следователно са възможни следните обратими реакции: 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) Последната реакция е за предпочитане, тъй като, за разлика от първите две, тя произвежда както слаба киселина, така и слаба основа. Именно тази реакция възниква предимно, когато амониевият цианид се разтвори във вода, но е невъзможно да се открие това чрез промяна в киселинността на разтвора. Лекото алкализиране на разтвора се дължи на факта, че втората реакция все още е малко по-предпочитана от първата, тъй като константата на киселинност на циановодородната киселина (HCN) е много по-малка от константата на основност на амоняка. Равновесието в тази система се характеризира с киселинната константа на циановодородната киселина, основността на амоняка и равновесната константа на третата реакция:
Нека изразим равновесната концентрация на циановодородна киселина от първото уравнение и равновесната концентрация на амоняк от второто уравнение и заместваме тези стойности в третото уравнение. В резултат на това получаваме
|
Когато това вещество се разтвори, то необратимо се дисоциира на NH 4 + и CN - йони: NH 4 CN = NH 4 + + CN - Водата е слаб електролит и се дисоциира обратимо: H 2 O H + + OH - При едновременното присъствие на OH - и NH 4 + йони в разтвора възниква обратима реакция NH 4 + + OH - NH 3 . H2O И при едновременното присъствие на H + и CN - йони възниква друга обратима реакция Добавяйки уравненията на тези три обратими реакции и добавяйки подобни членове, получаваме йонното уравнение на хидролизата NH4 + + CN - + H 2 O NH 3 . H2O+HCN Формата на хидролизната константа в този случай е следната: K h = И може да се изрази чрез константата на дисоциация на амонячен хидрат и константата на дисоциация на циановодородната киселина: K h = |
Молекулно уравнение на хидролиза (в рамките на TED):
NH4CN + H2ONH3. H2O+HCN
20.5. Константа на солватация (продукт на разтворимостта)
Процесът на химично разтваряне на твърдо вещество във вода (и не само във вода) може да се изрази с уравнение. Например, в случай на разтваряне на натриев хлорид:
NaCl cr + ( н+м)H 2 O = + + -
Това уравнение ясно показва, че най-важната причина за разтварянето на натриев хлорид е хидратацията на Na + и Cl - йони.
В наситен разтвор се установява хетерофазно равновесие:
NaCl cr + ( н+м)H 2 O + + - ,
който се подчинява на закона за масовото действие. Но тъй като разтворимостта на натриевия хлорид е доста значителна, изразът за равновесната константа в този случай може да бъде написан само с помощта на активността на йони, които не винаги са известни.
В случай на равновесие в разтвор на слабо разтворимо (или практически неразтворимо вещество), изразът за равновесната константа в наситен разтвор може да бъде написан с помощта на равновесни концентрации. Например за равновесие в наситен разтвор на сребърен хлорид
AgCl cr + ( н+м)H 2 O + + -
Тъй като равновесната концентрация на вода в разреден разтвор е почти постоянна, можем да запишем
K G (AgCl) = К С . н+м = .
Същото е опростено
K G (AgCl) = или К G (AgCl) =
Получената стойност ( КГ) се нарича хидратационни константи(в случай на всякакви, а не само водни разтвори - константи на солватация).
В рамките на теорията на електролитната дисоциация равновесието в разтвор на AgCl се записва по следния начин:
AgCl cr Ag + + Cl –
Съответната константа се нарича продукт на разтворимости се обозначава с буквите PR.
PR(AgCl) =
В зависимост от съотношението на катиони и аниони във формулната единица, изразът за солватационната константа (продуктът на разтворимостта) може да бъде различен, например:
Стойностите на константите на хидратация (продукти на разтворимост) на някои слабо разтворими вещества са дадени в Приложение 15.
Познавайки продукта за разтворимост, е лесно да се изчисли концентрацията на вещество в наситен разтвор. Примери:
1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-
PR(BaSO4) = = 1,8. 10 –10 mol 2 /l 2.
c(BaSO 4) = = = = 
= 1,34. 10 –5 mol/l.
2. Ca(OH) 2cr Ca 2+ + 2OH -
PR = 2 = 6,3. 10 –6 mol 3 /l 3.
2 PR = (2) 2 = 4 3
c = = 
= 
= 1,16. 10 –2 mol/l.
Ако по време на химическа реакция в разтвора се появят йони, които са част от слабо разтворимо вещество, тогава, знаейки продукта на разтворимостта на това вещество, е лесно да се определи дали ще се утаи.
Примери:
1. Ще се образува ли утайка от меден хидроксид, когато 100 ml от 0,01 M разтвор на калциев хидроксид се добавят към равен обем от 0,001 M разтвор на меден сулфат?
Cu 2+ + 2OH - Cu(OH) 2
Утайка от меден хидроксид се образува, ако произведението на концентрациите на Cu 2+ и OH - йони е по-голямо от произведението на разтворимостта на този слабо разтворим хидроксид. След сливане на разтвори с еднакъв обем, общият обем на разтвора ще стане два пъти по-голям от обема на всеки от първоначалните разтвори, следователно концентрацията на всяко от реагиращите вещества (преди началото на реакцията) ще намалее наполовина. Концентрация на медни йони в получения разтвор
c(Cu 2+) = (0,001 mol/l) : 2 = 0,0005 mol/l.
Концентрация на хидроксидни йони –
c(OH -) = (2 .0,01 mol/l) : 2 = 0,01 mol/l.
Продукт на разтворимост на меден хидроксид
PR = 2 = 5,6. 10–20 mol 3 /l 3.
c(Cu 2+) . ( ° С(OH -)) 2 = 0,0005 mol/l. (0,01 mol/l) 2 = 5. 10 –8 mol 3 /l 3.
Продуктът на концентрациите е по-голям от продукта на разтворимостта, следователно ще се образува утайка.
2. Ще се образува ли утайка от сребърен сулфат, когато се комбинират равни обеми от 0,02 М разтвор на натриев сулфат и 0,04 М разтвор на сребърен нитрат?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Концентрация на сребърни йони в получения разтвор
c(Ag +) = (0,04 mol/l) : 2 = 0,02 mol/l.
Концентрация на сулфатни йони в получения разтвор
c(SO 4 2-) = (0,02 mol/l) : 2 = 0,01 mol/l.
Продукт за разтворимост на сребърен сулфат
PR(Ag 2 SO 4) = 2. = 1,2. 10 –5 mol 3 /l 3.
Продукт от концентрациите на йони в разтвора
{° С(Ag +)) 2. ° С(SO 4 2-) = (0,02 mol/l) 2. 0,01 mol/l = 4. 10 –6 mol 3 /l 3.
Продуктът на концентрациите е по-малък от продукта на разтворимостта, следователно не се образува утайка.
20.6. Степен на превръщане (степен на протолиза, степен на дисоциация, степен на хидролиза)
Ефективността на реакцията обикновено се оценява чрез изчисляване на добива на реакционния продукт (раздел 5.11). В същото време ефективността на реакцията може да бъде оценена и чрез определяне каква част от най-важното (обикновено най-скъпото) вещество е превърнато в целевия реакционен продукт, например каква част от SO 2 е превърната в SO 3 по време на производството на сярна киселина, т.е степен на преобразуванеоригинално вещество.
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
хлор (реагент) се превръща еднакво в калиев хлорид и калиев хипохлорит. При тази реакция, дори при 100% добив на KClO, степента на превръщане на хлора в него е 50%.
Количеството, което знаете - степента на протолиза (раздел 12.4) - е специален случай на степента на преобразуване:
В рамките на TED се наричат подобни количества степен на дисоциациякиселини или основи (означени също като степен на протолиза). Степента на дисоциация е свързана с константата на дисоциация съгласно закона за разреждане на Оствалд.
В рамките на същата теория хидролизното равновесие се характеризира с степен на хидролиза (ч), и се използват следните изрази, които го свързват с първоначалната концентрация на веществото ( с) и константи на дисоциация на слаби киселини (K HA) и слаби основи, образувани по време на хидролиза ( КМЗ):
Първият израз е валиден за хидролизата на сол на слаба киселина, вторият - соли на слаба основа, а третият - соли на слаба киселина и слаба основа. Всички тези изрази могат да се използват само за разредени разтвори със степен на хидролиза не повече от 0,05 (5%).
Закон за масовото действие, хомофазни реакции, хетерофазни реакции, твърдофазни реакции, константа на автопротолиза (йонен продукт), константа на дисоциация (йонизация), степен на дисоциация (йонизация), водороден индекс, хидроксиден индекс, константа на хидролиза, константа на солватация (продукт на разтворимост) ), степен на преобразуване .
- Избройте факторите, които променят химичното равновесие и променят равновесната константа.
- Какви фактори ви позволяват да изместите химичното равновесие, без да променяте константата на равновесието?
- Необходимо е да се приготви разтвор, съдържащ 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl и 0,24 mol K 2 SO 4 в 1 литър. Как да направите това само с натриев хлорид, калиев хлорид и натриев сулфат на ваше разположение?
- Определете степента на протолиза на оцетна, циановодородна и азотна киселина в децимоларни, сантимоларни и милимоларни разтвори.
- Степента на протолиза на маслената киселина в 0,2 М разтвор е 0,866%. Определете киселинната константа на това вещество.
- При каква концентрация на разтвор степента на протолиза на азотистата киселина ще бъде равна на 0,2?
- Колко вода трябва да се добави към 300 ml 0,2 М разтвор на оцетна киселина, така че степента на киселинна протолиза да се удвои?
- Определете степента на протолиза на бромната киселина, ако нейният разтвор има pH = 6. Каква е концентрацията на киселина в този разтвор?
- Стойността на рН на разтвора е 3. За това каква трябва да бъде концентрацията на а) азотна, б) оцетна киселина?
- Как трябва да се промени концентрацията на а) оксониеви йони, б) хидроксидни йони в разтвор, така че стойността на pH на разтвора да се увеличи с единица?
- Колко оксониеви йони се съдържат в 1 ml разтвор при pH = 12?
- Как ще се промени стойността на pH на водата, ако към 10 литра се добавят 0,4 g NaOH?
- Изчислете концентрациите на оксониеви и хидроксидни йони, както и стойностите на водородните и хидроксидните индикатори в следните водни разтвори: а) 0,01 М разтвор на HCl; b) 0,01 М разтвор на CH3COOH; в) 0,001 М разтвор на NaOH; г) 0,001 М разтвор на NH3.
- Използвайки стойностите на продуктите за разтворимост, дадени в приложението, определете концентрацията и масовата част на разтворените вещества в разтвор на а) сребърен хлорид, б) калциев сулфат, в) алуминиев фосфат.
- Определете обема вода, необходим за разтваряне на бариев сулфат с тегло 1 g при 25 o C.
- Каква е масата на среброто под формата на йони в 1 литър разтвор на сребърен бромид, наситен при 25 o C?
- Какъв обем наситен при 25 o C разтвор на сребърен сулфид съдържа 1 mg разтворено вещество?
- Ще се образува ли утайка, ако равен обем от 0,4 М разтвор на KCl се добави към 0,05 М разтвор на Pb(NO 3) 2?
- Определете дали ще се образува утайка след изливане на 5 ml от 0,004 M разтвор на CdCl 2 и 15 ml от 0,003 M разтвор на КОН.
- На ваше разположение са следните вещества: 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. 4H 2 O, ZnO, NaI. 2H 2 O, CO 2, N 2, Ba(OH) 2. 8H 2 O, AgNO 3. За всяко от тези вещества отговорете на следните въпроси на отделна карта:
1) Какъв е типът структура на това вещество при нормални условия (молекулярна или немолекулна)?
2) В какво агрегатно състояние е това вещество при стайна температура?
3) Какъв тип кристали образува това вещество?
4) Опишете химичната връзка в това вещество.
5) Към кой клас принадлежи това вещество според традиционната класификация?
6) Как това вещество взаимодейства с водата? Ако се разтваря или реагира, дайте химическото уравнение. Можем ли да обърнем този процес? Ако го направим, тогава при какви условия? Какви физични величини могат да характеризират състоянието на равновесие в този процес? Ако дадено вещество е разтворимо, как може да се увеличи неговата разтворимост?
7) Възможно ли е това вещество да реагира със солна киселина? Ако е възможно, тогава при какви условия? Дайте уравнението на реакцията. Защо възниква тази реакция? Обратимо ли е? Ако е обратимо, тогава при какви условия? Как ще се увеличи добивът в тази реакция? Какво ще се промени, ако се използва сух хлороводород вместо солна киселина? Дайте съответното уравнение на реакцията.
8) Възможно ли е това вещество да реагира с разтвор на натриев хидроксид? Ако е възможно, тогава при какви условия? Дайте уравнението на реакцията. Защо възниква тази реакция? Обратимо ли е? Ако е обратимо, тогава при какви условия? Как ще се увеличи добивът в тази реакция? Какво се променя, ако използвате сух NaOH вместо разтвор на натриев хидроксид? Дайте съответното уравнение на реакцията.
9) Дайте всички познати ви методи за получаване на това вещество.
10) Дайте всички известни на вас имена на това вещество.
Когато отговаряте на тези въпроси, можете да използвате всяка справочна литература.
