protolitička ravnoteža. Protolitička teorija kiselina i baza

U opštem slučaju, u skladu sa protolitičkom teorijom Bronsted-Lowryja, prema jednačini (4.2), imamo za disocijaciju slabe jednobazne kiseline:

Prava termodinamička konstanta TO ovaj balans će

gde su sve aktivnosti u ravnoteži. Predstavimo ovaj omjer u obliku:

Označimo, kao iu prethodnom slučaju, proizvod dvije konstante TO i (H 2 O) kroz (H 2 O) = const at T= konst. Onda

ili otprilike:

gdje su sve koncentracije ravnotežne. Evo vrijednosti TO A pozvao konstanta disocijacije (jonizacije) kiseline ili jednostavno konstanta kiselosti.

Za mnoge slabe kiseline, numeričke vrijednosti TO A su vrlo male, pa umjesto TO A primijeniti indikator snage (ili samo indikator):

RK A =- lg TO A .

Više TO A(tj. manji p TO A ), što je kiselina jača.

Neka je početna koncentracija jednobazne kiseline HB jednaka stepenu njene disocijacije (jonizacije) u rastvoru. Tada će ravnotežne koncentracije jona [N 3 O + ] i [V - ] biti jednake [N 3 O + ] = [V - ] = αs A , ravnotežna koncentracija kiseline [HB] = With A - α With A = With A(1 - α). Zamjenom ovih vrijednosti ravnotežnih koncentracija u izraz za konstantu ravnoteže (4.10) dobijamo:

Ako umjesto koncentracije With A koristiti njegovu recipročnost V- razrjeđivanje (razrjeđivanje), izraženo u l/mol, V=1/With A , zatim formula za TO A izgledat će ovako:

Ovaj odnos, kao i izraz

opisati Zakon o razrjeđivanju (ili zakon o razrjeđivanju) Ostwalda za slab binarni elektrolit. Za a1 (tipičan slučaj u mnogim analitičkim sistemima)

Lako je pokazati da, u opštem slučaju, za slab elektrolit bilo kojeg sastava K n A m , koji se razlaže na ione prema šemi

K n A m = P TO t+ +t A n -

Ostwaldov zakon razvodnjenja opisuje se relacijom

Gdje With- početna koncentracija slabog elektrolita, na primjer, slabe kiseline. Dakle, za ortofosfornu kiselinu H 3 RO 4 (P = 3,

T= 1), koji se ukupno raspada na jone prema šemi

.

Za binarni elektrolit, relacija se pretvara u (4.11). Za a1 imamo:

Nađimo ravnotežnu vrijednost pH otopine jednobazne kiseline HB. Ravnotežna koncentracija vodikovih jona

Koristeći notaciju i dobijamo:

pH = 0,5 (str TO A+p With A). (4.12)

Dakle, da bi se izračunala ravnotežna pH vrijednost otopine slabe jednobazne kiseline, potrebno je znati konstantu kiselosti te kiseline TO A i njegovu početnu koncentraciju With A .

Izračunajte pH otopine octene kiseline s početnom koncentracijom od 0,01 mol/l.

Na sobnoj temperaturi za sirćetnu kiselinu TO A = 1,74 10 -5 i str TO A = 4,76.

Prema formuli (4.12) možemo napisati:

pH = 0,5 (str TO A+p With A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

Slično razmatranje može se provesti za ravnoteže u rješenju bilo kojeg slabog multibasic kiseline.

Polibazične kiseline disociraju na ione postupno, u nekoliko faza, od kojih svaki karakterizira vlastita konstanta ravnoteže postepena konstanta disocijacije kiseline. Tako se, na primjer, u otopinama ortoborne kiseline H 3 BO 3 uspostavljaju ravnoteže (vrijednosti konstanti date su za 25 ° C):

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

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

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

Konstanta disocijacije kiseline svake sljedeće faze manja je od konstante disocijacije prethodne faze - obično za nekoliko redova veličine.

Proizvod svih konstanti postupne disocijacije jednak je ukupnoj konstanti disocijacije kiseline K:

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

Dakle, lako je vidjeti da je za ortobornu kiselinu vrijednost

TO 1 TO 2 TO 3 =K=

je ukupna konstanta disocijacije kiseline prema shemi:

4.3.2 Konstanta baznosti i pH rastvora slabih baza

U skladu sa protolitičkom teorijom kiselina i baza Bronsted-Lowryja, u opštem slučaju, za ionizaciju jedne kiselinske slabe baze B u vodenim rastvorima, može se napisati:

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

Ako je stepen jonizacije baze a1, tada se konstanta koncentracije može uzeti kao konstanta ove hemijske ravnoteže

Postupajući slično prethodnom, dobijamo:

TO = =K b = const when T= konst

kao proizvod dvije konstante TO\u003d const i [H 2 O] \u003d const.

Nazovimo količinu K b , jednaka, dakle,

K b = , (4.13)

konstanta disocijacije (jonizacije) slabe pojedinačne kiselinske bazeilisamo osnovna konstanta ovu bazu i vrijednost

str K b = K b ,

Indikator snage (ili jednostavno indikator) konstante bazičnosti.

Prema Ostwaldovom zakonu o razrjeđivanju u predmetu koji se razmatra (slično odnosu (4.11))

K b =,

gdje je stepen jonizacije jedne kisele slabe baze, i njena početna koncentracija. Pošto je za slabu bazu a1, onda

Nađimo ravnotežnu pH vrijednost vodenog rastvora razmatrane monokiseline baze na sobnoj temperaturi. U skladu sa formulom (4.7) imamo:

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

Odredimo vrijednost pOH = [OH - ]. Očigledno

[OH -] = =

Korišćenje indikatora pON = [OH - ], str TO b =K b I

p = , dobijamo: pOH = 0,5 (str TO b+ p). Zamjenom ovog izraza u gornju formulu za pH dolazimo do odnosa

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

Dakle, ravnotežna pH vrijednost u otopini slabe pojedinačne kiselinske baze može se izračunati pomoću formule (4.15):

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

Izračunajte pH u 0,01 mol/l vodenom rastvoru amonijaka, za koji na sobnoj temperaturi TO b= i str TO b = 4,76.

U vodenom rastvoru amonijaka uspostavlja se ravnoteža:

koji je uglavnom pomaknut ulijevo, tako da je stepen jonizacije amonijaka . Stoga, za izračunavanje pH vrijednosti možete koristiti relaciju (4.15):

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

Slično razmatranje se može provesti za sve slabe polikiselina osnove. Istina, u ovom slučaju se dobijaju glomazniji izrazi.

Slabe polikiselinske baze, poput slabih polibazičnih kiselina, disociraju u koracima, a svaki korak disocijacije također ima svoju postepenu konstantu disocijacije baze - postepenu bazičnu konstantu.

Tako se, na primjer, olovni hidroksid Pb (OH) 2 u vodenim otopinama razlaže na ione u dva stupnja:

Ista ravnoteža se može napisati i na drugi način, pridržavajući se (u okviru protolitičke teorije) definicije baze kao supstance koja vezuje proton, u ovom slučaju, prihvata ga od molekula vode:

U ovom slučaju, postepene konstante osnovnosti mogu se predstaviti kao:

Uz takav zapis ovih ravnoteža, pretpostavlja se da proton iz molekule vode prelazi u hidroksilnu grupu sa formiranjem molekule vode (), zbog čega se broj molekula vode u blizini atoma olova (II) povećava se za jedan, a broj hidroksilnih grupa povezanih s olovnim (II) atomom ), također se smanjuje za jedan u svakom koraku disocijacije.

Posao TO 1 TO 2 =K=[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =

2.865 gdje TO- puna konstanta disocijacije prema šemi

ili prema drugoj shemi

što na kraju dovodi do istog rezultata.

Drugi primjer je organska baza etilendiamin koja prolazi kroz jonizaciju u vodenom rastvoru u dva koraka. prva faza:

drugi korak:

Posao -

konstanta totalne disocijacije. Odgovara balansu

Numeričke vrijednosti konstanti ravnoteže date su gore za sobnu temperaturu.

Kao iu slučaju polibaznih kiselina, za slabu polikiselinsku bazu, konstanta disocijacije svakog sljedećeg koraka je obično nekoliko redova veličine manja od konstante disocijacije prethodnog koraka.

U tabeli. 4.2 prikazane su numeričke vrijednosti konstanti kiselosti i bazičnosti nekih slabih kiselina i baza.

Tabela 4.2. Istinske termodinamičke ionizacijske konstante u vodenim otopinama nekih kiselina i baza.

TO A- konstanta kiselosti, TO b- konstanta bazičnosti,

TO 1 - konstanta disocijacije za prvi stepen,

TO 2 - konstanta disocijacije za drugu fazu itd.

pH vrijednost

Voda kao slab elektrolit podliježe jonizaciji u maloj mjeri:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Joni u vodenom rastvoru podležu hidrataciji (aq.)

Vodu karakterizira protolitička amfoternost. Reakcija samojonizacije (autoprotoliza) vode, tokom koje proton iz jedne molekule vode (kiseline) prelazi na drugu molekulu vode (bazu), opisuje se jednadžbom:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH -.

Konstanta ravnoteže autoprotolize vode jednaka je:

Zakon djelovanja mase primjenjuje se na konstantu ionizacije:

gdje je a aktivnost.

Radi kratkoće, umjesto H 3 O + u kiselinsko-baznoj ravnoteži, pišemo

Budući da je voda u otopini u velikom višku i podliježe jonizaciji u maloj mjeri, može se primijetiti da je njena koncentracija konstantna i jednaka 55,6 mol (1000 g: 18 g / mol = 56 mol) po litri vode.

Dakle, proizvod K i (H 2 O) i koncentracija vode je 1,8 10 -16 mol / l 55,6 mol / l \u003d 10 -14 mol 2 / l 2. Dakle, \u003d 10 -14 (na 25 ° C) je konstantna vrijednost, označen kao Kw i pozvao konstanta autoprotolize vode. Ponekad koriste zastarjeli naziv - jonski proizvod vode.

Otopine u kojima je ista koncentracija vodikovih iona iona hidroksida nazivaju se neutralnim otopinama = = = 10 -7 mol/l. U kiselim rastvorima > , > 10 -7 mol / l, a u alkalnim > , > 10 -7 mol / l.

Radi jednostavnosti, kao osnova se uzima pH vrijednost - decimalni logaritam koncentracije vodikovih iona, uzet sa suprotnim predznakom: pH \u003d -lg.

Zanimljivosti:

Kršenje stanja izohidrije ( pH konstantnost) opaženo kod kardiovaskularnih bolesti, s ishemijom, dijabetes melitusom (razvija se acidoza). Kiselinsko-bazna ravnoteža se održava disanjem, mokrenjem, znojenjem. Ovi sistemi rade sporo, a trenutnu neutralizaciju kiselih i alkalnih metaboličkih proizvoda vrše puferski sistemi organizma. Stanje izohidrije osigurava se zajedničkim djelovanjem niza fizičko-hemijskih i fizioloških mehanizama. Akcija puferiranja se osigurava kombinacijom nekoliko protolitičkih ravnoteža.

Jačina kiselina određena je njihovom sposobnošću da doniraju proton. Mjera ove sposobnosti je konstanta kiselosti (Ka).

Što je veća konstanta kiselosti, to je kiselina jača. Na primjer, octena kiselina je jača od cijanovodonične kiseline, budući da je Ka (CH 3 COOH) = 1,74 10 -5, Ka (HCN) = 1 10 -9. Radi praktičnosti izračunavanja i snimanja, često koriste ne same konstante, već njihove negativne decimalne logaritme: pKa = -lgKa. Poziva se pKa vrijednost jačina kiseline.Što je veća pKa vrijednost, to je kiselina slabija.

Jake kiseline gotovo u potpunosti doniraju svoj proton molekulima vode, tako da je kiselina prisutna u otopini zapravo hidronijev ion.

S tim u vezi, pri izračunavanju pH otopine jake jednobazne kiseline, koncentracija protona se izjednačava s koncentracijom kiseline

c(H 3 O +) = c(HB).

U otopinama slabih kiselina koncentracija hidronijevih jona je mnogo niža od koncentracije kiseline. Izračunava se na osnovu

oba dijela ove jednadžbe daju formulu za izračunavanje pH otopine slabih kiselina: pH = 0,5 (pKa - lg c(HB)).

Konstante disocijacije slabih kiselina
Kiselina	TO A	R TO A=-lg TO A
azotni Aminoacetat benzojeva Boric (ortoboric) Tetrabornaya Vrste protolitičkih reakcija. MU "Rješenja" str. 52-55 Autoprotoliza vode. Jonski proizvod vode.MU „Rješenja» strana 56 Mali dio molekula vode je uvijek u jonskom stanju, iako je vrlo slab elektrolit. Ionizacija i dalja disocijacija vode, kao što je već spomenuto, opisana je jednadžbom protolitičke reakcije kiselinsko-bazne disproporcije ili autoprotolize. Voda je vrlo slab elektrolit, stoga su rezultirajuća konjugirana kiselina i konjugirana baza jake. Stoga je ravnoteža ove protolitičke reakcije pomjerena ulijevo. Konstanta ove ravnoteže K je jednaka = Kvantitativna vrijednost proizvoda koncentracije vodenih jona × je jonski proizvod vode. Jednako je: × = K jednako. × 2 = 1 × 10 - 14 Dakle: K H 2O \u003d × \u003d 10 - 14 ili pojednostavljeno K H 2O \u003d × \u003d 10 - 14 K H 2 O je jonski proizvod vode, konstanta autoprotolize vode ili jednostavno konstanta vode. K H 2 O zavisi od temperature. Kako t°C raste, on se povećava. U hemijski čistoj vodi = = = 1×10 – 7 . Ovo je neutralno okruženje. U otopini može biti > - medij je kisel ili< – среда щелочная = ; = pH vrijednost Za kvantificiranje kiselosti otopina koristite indeks koncentracije vodikovih jona pH. Vodikov indeks je vrijednost jednaka negativnom decimalnom logaritmu koncentracije slobodnih vodikovih jona u otopini. pH = – lg ⇒ = 10 – pH U neutralnom okruženju pH = 7 Kod kiselog pH< 7 U alkalnom pH > 7 Za karakterizaciju bazičnosti medija koristi se hidroksilni indeks pOH. pOH \u003d - lg [OH -] ⇒ [OH -] \u003d 10 - pOH pH + pOH = 14 Þ pH = 14 - pOH i pOH = 14 - pH Formule za izračunavanje pH za rastvore kiselina i baza. pH = – lg Jake kiseline: \u003d C (1/z kiseline) Izračunajte pH rastvora HCl sa C(HCl) = 0,1 mol/l pod uslovom njegove potpune disocijacije. C(HCl) = 0,1 mol/l; pH = - lg 0,1 = 1 2. Jake baze: [OH - ] \u003d C (1 / z baze) Izračunajte pH rastvora NaOH pod istim uslovima. C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10 – 13; pH = - lg 10 - 13 \u003d 13 3. Slabe kiseline Izračunajte pH otopine octene kiseline molarne koncentracije od 0,5 mol/l. Za CH 3COOH \u003d 1,8 × 10 - 5. 3×10 - 3 pH \u003d - lg 3 × 10 - 3 = 2,5 4. Slabe baze Izračunajte pH otopine amonijaka molarne koncentracije od 0,2 mol/l. K NH 3 = 1,76 × 10 - 5 1,88×10 - 3 0,53 × 10 - 11; pH = - lg 0,53 × 10 - 11 = 11,3 5. C (H +) \u003d [H +] \u003d 10 - pH Pri pH = 7, [H + ] = 10 - 7 Postoje različite metode za određivanje pH: pomoću indikatora i jonomernih uređaja. pH vrijednost za hemijske reakcije i biohemijske procese u tijelu. Mnoge reakcije da bi se odvijale u određenom smjeru zahtijevaju strogo definiranu pH vrijednost medija. Normalno, u zdravom tijelu, reakcija okoline većine bioloških tekućina je bliska neutralnoj. Krv - 7.4 Pljuvačka - 6.6 Crevni sok - 6.4 Žuč - 6.9 Urin - 5.6 Želudačni sok: a) u mirovanju - 7.3 b) u stanju probave - 1,5-2 Odstupanje pH od norme ima dijagnostičku (utvrđivanje bolesti) i prognostičku (tok bolesti) vrijednost. Acidoza je pomak pH na kiselu stranu, pH se smanjuje, koncentracija vodikovih iona raste. Alkaloza - pH pomak u alkalni region, pH se povećava, koncentracija vodikovih jona se smanjuje. Privremeno odstupanje pH krvi od norme za desetine dovodi do ozbiljnih poremećaja u tijelu. Produžene fluktuacije pH krvi mogu biti fatalne. Odstupanja u pH krvi mogu biti 6,8 - 8, promjene izvan ovog intervala u bilo kojem smjeru su nespojive sa životom. Kombinovane i izolirane protolitičke ravnoteže. Protolitički procesi su reverzibilne reakcije. Protolitičke ravnoteže su pristrasne prema stvaranju slabijih kiselina i baza. Oni se mogu posmatrati kao nadmetanje između baza različite snage za posjedovanje protona. Oni govore o izolovanim i kombinovanim ravnotežama. Ako je nekoliko istovremeno postojećih ravnoteža neovisno jedna od druge, one se nazivaju izolovane. Promena ravnoteže u jednom od njih ne povlači za sobom promenu položaja ravnoteže u drugom. Ako promjena ravnoteže u jednom od njih dovodi do promjene ravnoteže u drugom, onda govorimo o kombinovanim (konjugiranim, konkurentskim) ravnotežama. Preovlađujući proces u sistemima sa kombinovanom ravnotežom je onaj koji karakteriše veća vrednost konstante ravnoteže. Drugi proces će biti dominantan, jer njegova konstanta ravnoteže je veća od konstante ravnoteže prvog procesa. Ravnoteža u drugom procesu je u većoj mjeri pomjerena udesno, jer metilamin je jača baza od amonijaka, NH 4 + je jača kiselina od CH 3 NH 3 +. Zaključak: Jača baza potiskuje jonizaciju slabije baze. Stoga, kada se mješavini amonijaka i metilamina doda mala količina hlorovodonične kiseline, metilamin će se uglavnom protonirati. I još: najjača kiselina potiskuje jonizaciju slabih kiselina. Dakle, hlorovodonična kiselina, koja se nalazi u želučanom soku, inhibira ionizaciju sirćetne kiseline (dolazi s hranom) ili acetilsalicilne kiseline (lijeka). ______________________________________________________________ Dakle, prema ovoj teoriji Kiselina je svaka tvar čiji molekuli (uključujući ione) mogu donirati proton, tj. biti donor protona; Baza je svaka tvar čiji molekuli (uključujući ione) mogu vezati proton, tj. biti akceptor protona; Amfolit je svaka supstanca koja je i donor i akceptor protona. Ova teorija objašnjava kiselinsko-bazna svojstva ne samo neutralnih molekula, već i jona. Kiselina, donirajući proton, pretvara se u bazu, koja je konjugirana s ovom kiselinom. Koncepti "kiselina" i "baza" su relativni koncepti, jer iste čestice - molekule ili joni - mogu pokazati i bazična i kisela svojstva, ovisno o partneru. U protolitičkoj ravnoteži formiraju se kiselinsko-bazni parovi. Prema teoriji protona, reakcije hidrolize, ionizacije i neutralizacije ne smatraju se posebnim fenomenom, već se smatraju uobičajenim prijelazom protona iz kiseline u bazu. Čestica A nastala nakon odvajanja vodikovog jona
naziva se baza konjugirana sa datom kiselinom, jer. on je u stanju da ponovo poveže H + jon na sebe.
Prema protolitičkoj teoriji, kiseline i baze mogu biti tri vrste: neutralne, anjonske i kationske. Ulogu prvih imaju neutralni molekuli koji mogu dati ili vezati ion H +, na primjer: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (kiseline); NH 3, CH 3 -O-CH 3 (baze). Anionske baze i kiseline su negativno nabijeni joni, na primjer: HSO 4 -, HPO 4 2-, HS - (kiseline); OH -, Cl -, NO 3 - (baze). Cast kationske baze i kiseline pozitivno nabijeni joni djeluju, na primjer: NH 4 +, H 3 O + (kiseline); H 2 N–NH 3 +, H 2 N– (CH 2) 2 –NH 3 + (baze). Mnoge čestice (i molekule i joni) imaju amfoterna svojstva, tj. zavisno od uslova mogu delovati i kao kiselina i kao baza, na primer: H 2 O, NH 3, HSO 4 -, H 2 N–NH 3 + itd. Ova jedinjenja se nazivaju amfiprotični ili amfoliti. Iako je teorija Bronsted-Lowryja savršenija od Arrheniusove teorije, ona također ima određene nedostatke i nije sveobuhvatna. Dakle, nije primjenjiv na mnoge tvari koje ispoljavaju funkciju kiseline, ali ne sadrže H+ ione u svom sastavu, na primjer: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3 itd.

gdje je: K a – konstanta kiselosti; K p je konstanta ravnoteže.

Kiselina je tamo jača, što je veća konstanta kiselosti. Često se koriste pKa vrijednosti. Što je manja pKa vrijednost, to je kiselina jača.

pK a = -lgK a

Na primjer, pK a fenola = 10, pK a etanola = 16. To znači da je fenol šest redova veličine (milion puta) jača kiselina od etil alkohola.

Osnovnost se može izraziti u terminima pK b .

RKb = 14 - pKa

Važno je zapamtiti da je pKa vode 15,7. Sve tvari koje imaju pKa veći od vode ne mogu pokazati kisela svojstva u vodenim otopinama. Voda, kao jača kiselina, inhibira disocijaciju slabijih kiselina. Budući da su kisela svojstva većine organskih spojeva višestruko slabija od onih u vodi, razvijen je polarografski pristup procjeni njihove kiselosti (I.P. Beletskaya et al.). Omogućava procjenu kiselosti do pKa = 50, iako se za vrlo slabe kiseline pKa vrijednosti mogu procijeniti samo vrlo grubo.

Kvalitativna procjena kiselosti izuzetno je važna kako u nizu tvari slične strukture, tako i za spojeve različitih klasa. Sposobnost kiseline da donira proton povezana je sa stabilnošću nastalog anjona. Što je rezultirajući anion stabilniji, to je manja njegova želja da uhvati proton nazad i pretvori se u neutralni molekul. Prilikom procjene relativne stabilnosti anjona, nekoliko faktora se mora uzeti u obzir.

Priroda atoma koji daje proton.Što atom lakše izgubi proton, veća je njegova elektronegativnost i polarizabilnost. Stoga se u nizu kiselina sposobnost disocijacije smanjuje na sljedeći način:

S-h>O-H>-N-h>C-H

Ova serija savršeno odgovara svojstvima atoma poznatim iz periodnog sistema.

Uticaj okoline. Ako se uspoređuju tvari slične strukture, procjena se vrši poređenjem elektronske gustine na atomu koji je donirao proton. Svi strukturni faktori koji doprinose smanjenju naboja stabilizuju anion, dok ga povećanje naboja destabilizuje. Dakle, svi akceptori povećavaju kiselost, svi donori je smanjuju.

To se dešava bez obzira na to koji efekat prijenosa elektrona (induktivni ili mezomerni) uzrokuje preraspodjelu gustine elektrona.

solvatacioni efekat. Solvatacija (interakcija sa molekulima rastvarača) povećava stabilnost anjona usled preraspodele viška elektronske gustine između anjona i molekula rastvarača. Općenito, obrazac je sljedeći:

Što je rastvarač polarniji, jača je solvatacija;

Što je jon manji, to je bolje rastvoren.

Bazičnost prema Brönstedu je sposobnost supstance da obezbedi svoj par elektrona za interakciju sa protonom. U pravilu su to tvari koje sadrže atome dušika, kisika i sumpora u molekuli.

Što je slabije bazično središte koje drži par elektrona, to je bazičnost veća. Zaredom

R3-N >R2O>R2S

bazičnost se smanjuje. Ovaj niz se lako pamti korištenjem mnemoničkog pravila "NOS".

Postoji veza između Brønstedovih baza: anioni su jače baze od odgovarajućih neutralnih molekula. Na primjer, hidroksidni anion (-OH) je jača baza od vode (H 2 O). Kada baza stupi u interakciju s protonom, mogu se formirati kationi onijuma:

R 3 O + - oksonijum kation;

NR 4 + - amonijum kation;

· R 3 S + - sulfonijum kation.

Kvalitativna procjena bazičnosti u supstancama slične strukture vrši se po istoj logici kao i procjena kiselosti, ali sa suprotnim predznakom.

Dakle, svi akceptorski supstituenti smanjuju svoju bazičnost, svi donorni supstituenti povećavaju svoju bazičnost.

Lewisove kiseline i baze

Lewisove baze su donori elektronskih parova, kao i Brønstedove baze.

Lewisova definicija za kiseline značajno se razlikuje od uobičajene (prema Brönstedu). Prema Lewisu, Lewisova kiselina je bilo koja molekula ili ion koji ima slobodnu orbitalu, koja može biti ispunjena elektronskim parom kao rezultat interakcije. Ako je, prema Bronstedu, kiselina donor protona, onda je prema Lewisu i sam proton (H +) kiselina, jer je njegova orbitala prazna. Postoji mnogo Lewisovih kiselina: Na+, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 itd. Lewisova teorija dopušta da se mnoge reakcije opisuju kao kiselinsko-bazne interakcije. Na primjer:

Često u reakcijama sa Lewisovim kiselinama, organska jedinjenja koja su donori para p-elektrona učestvuju kao baze:

U organskoj hemiji je prihvaćeno:

· ako se koristi izraz "kiselina", to znači Brønstedova kiselina;

Ako se izraz "kiselina" koristi u Lewisovom smislu, kažu "Luisova kiselina".

Predavanje #5

ugljovodonici

Alkanes

· Homologne serije, nomenklatura, izomerizam, alkil radikali. Elektronska struktura molekula alkana, sp 3 hibridizacija, s-veza. C-C i C-H dužine veze, uglovi veze, energije veze. Prostorni izomerizam organskih supstanci. Metode za prikaz prostorne strukture molekula sa sp 3 hibridiziranim atomima ugljika. Spektralne karakteristike alkana. Fizička svojstva alkana i obrasci njihovih promjena u homolognom nizu.

Alkani (zasićena aciklična jedinjenja, parafini)

Alkani su ugljikovodici s otvorenim lancem atoma, koji odgovaraju formuli C n H 2 n + 2, gdje su atomi ugljika međusobno povezani samo σ-vezama.

Izraz "zasićen" znači da je svaki ugljik u molekuli takve tvari povezan s najvećim mogućim brojem atoma (sa četiri atoma).

Struktura metana je detaljno opisana u predavanju br. 2.

Izomerizam, nomenklatura

Prva tri člana homolognog niza (metan, etan i propan) postoje kao jedan strukturni izomer. Počevši od butana, broj izomera brzo raste: pentan ima tri izomera, a dekan (C 10 H 22) već ima 75.

Poglavlje 20

20.1. Zakon glumačkih masa

Upoznali ste se sa zakonom djelovanja mase proučavajući ravnotežu reverzibilnih kemijskih reakcija (poglavlje 9 § 5). Podsjetimo to na konstantnoj temperaturi za reverzibilnu reakciju

a A+ b B d D+ f F

zakon akcije mase izražava se jednačinom

Znate da je prilikom primjene zakona djelovanja mase važno znati u kojem su agregacijskom stanju tvari koje učestvuju u reakciji. Ali ne samo to: važan je broj i odnos faza u datom hemijskom sistemu. Prema broju faza, reakcije se dijele na homofazni, And heterofaza. Među heterofaznim, čvrsta faza reakcije.

Homofazna reakcija Hemijska reakcija u kojoj su svi učesnici u istoj fazi.

Takva faza može biti mješavina plinova (gasna faza), ili tečni rastvor (tečna faza). U ovom slučaju, sve čestice koje učestvuju u reakciji (A, B, D i F) imaju sposobnost da izvode haotično kretanje nezavisno jedna od druge, a reverzibilna reakcija se odvija kroz čitav volumen reakcionog sistema. Očigledno, takve čestice mogu biti ili molekule plinovitih tvari, ili molekule ili ioni koji tvore tekućinu. Primjeri reverzibilnih homofaznih reakcija su reakcije sinteze amonijaka, sagorijevanje klora u vodiku, reakcija između amonijaka i sumporovodika u vodenoj otopini itd.

Ako je barem jedna supstanca koja učestvuje u reakciji u drugoj fazi od ostalih supstanci, tada se reverzibilna reakcija odvija samo na granici i naziva se heterofazna reakcija.

heterofazna reakcija- hemijska reakcija čiji su učesnici u različitim fazama.

Reverzibilne heterofazne reakcije uključuju reakcije koje uključuju plinovite i čvrste tvari (na primjer, razlaganje kalcijevog karbonata), tečne i čvrste tvari (na primjer, taloženje iz otopine barij sulfata ili reakcija cinka sa hlorovodoničnom kiselinom), kao i plinovite i tečne supstance.

Poseban slučaj heterofaznih reakcija su reakcije u čvrstoj fazi, odnosno reakcije u kojima su svi sudionici čvrste tvari.

Zapravo, jednačina (1) vrijedi za svaku reverzibilnu reakciju, bez obzira kojoj od navedenih grupa pripada. Ali u heterofaznoj reakciji, ravnotežne koncentracije supstanci u uređenijoj fazi su konstante i mogu se kombinovati u konstantu ravnoteže (vidi Poglavlje 9 § 5).

Dakle, za heterofaznu reakciju

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

zakon masovne akcije biće izražen relacijom

Vrsta ovog omjera ovisi o tome koje su tvari koje učestvuju u reakciji u čvrstom ili tekućem stanju (tečno, ako su ostale tvari plinovi).

U izrazima zakona djelovanja mase (1) i (2), formule molekula ili iona u uglastim zagradama označavaju ravnotežnu koncentraciju ovih čestica u plinu ili otopini. U tom slučaju koncentracije ne bi trebale biti velike (ne više od 0,1 mol/l), jer ovi omjeri vrijede samo za idealne plinove i idealna rješenja. (Pri visokim koncentracijama ostaje na snazi ​​zakon djelovanja mase, ali umjesto koncentracije treba koristiti drugu fizičku veličinu (tzv. aktivnost), koja uzima u obzir interakcije između čestica plina ili otopina. Aktivnost nije proporcionalna koncentraciji ).

Zakon djelovanja mase primjenjiv je ne samo na reverzibilne kemijske reakcije, već mu se pokoravaju i mnogi reverzibilni fizički procesi, na primjer, međufazna ravnoteža pojedinačnih supstanci tokom njihovog prijelaza iz jednog agregatnog stanja u drugo. Dakle, reverzibilni proces isparavanja - kondenzacije vode može se izraziti jednačinom

H 2 O f H 2 O g

Za ovaj proces možemo napisati jednačinu konstante ravnoteže:

Dobiveni omjer potvrđuje, posebno, tvrdnju koja vam je poznata iz fizike da vlažnost zraka ovisi o temperaturi i pritisku.

20.2. Konstanta autoprotolize (jonski proizvod)

Još jedna primjena zakona djelovanja mase koja vam je poznata je kvantitativni opis autoprotolize (Poglavlje X § 5). Da li znate da je čista voda u homofaznoj ravnoteži?

2H 2 OH 3 O + + OH -

za kvantitativni opis kojeg možete koristiti zakon djelovanja mase, čiji je matematički izraz konstanta autoprotolize(jonski proizvod) vode

Autoprotoliza je karakteristična ne samo za vodu, već i za mnoge druge tekućine, čije su molekule međusobno povezane vodikovim vezama, na primjer, za amonijak, metanol i fluorovodonik:

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

Za ove i mnoge druge tvari poznate su konstante autoprotolize koje se uzimaju u obzir pri odabiru otapala za različite kemijske reakcije.

Simbol koji se često koristi za označavanje konstante autoprotolize je K S.

Konstanta autoprotolize ne zavisi od teorije u kojoj se autoprotoliza razmatra. Vrijednosti konstanti ravnoteže, naprotiv, zavise od prihvaćenog modela. To ćemo provjeriti usporedbom opisa autoprotolize vode prema protolitičkoj teoriji (lijevi stupac) i prema zastarjeloj, ali još uvijek široko korištenoj teoriji elektrolitičke disocijacije (desni stupac):

Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, pretpostavljalo se da se molekuli vode djelomično disociraju (razlažu) na vodikove ione i hidroksidne ione. Teorija nije objasnila ni razloge ni mehanizam ovog "raspada". Naziv "konstanta autoprotolize" se obično koristi u protolitičkoj teoriji, a "jonski proizvod" u teoriji elektrolitičke disocijacije.

20.3. Konstante kiselosti i bazičnosti. Indikator vodonika

Zakon djelovanja mase također se koristi za kvantificiranje kiselinsko-baznih svojstava različitih supstanci. U protolitičkoj teoriji za to se koriste konstante kiselosti i bazičnosti, au teoriji elektrolitičke disocijacije - konstante disocijacije.

Kako protolitička teorija objašnjava kiselinsko-bazna svojstva hemikalija, već znate (pogl. XII § 4). Uporedimo ovaj pristup s pristupom teorije elektrolitičke disocijacije na primjeru reverzibilne homofazne reakcije s vodom cijanovodonične kiseline HCN, slabe kiseline (na lijevoj strani - prema protolitičkoj teoriji, na desnoj - prema teoriji elektrolitičke disocijacije):

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

HCN H + + CN – Konstanta ravnoteže K C u ovom slučaju se zove konstanta disocijacije(ili jonizaciona konstanta), označeno TO i jednaka je konstanti kiselosti u protolitičkoj teoriji. K = 4,93. 10–10 mol/l

Stepen protolize slabe kiseline () u teoriji elektrolitičke disocijacije naziva se stepen disocijacije(ako samo ova teorija razmatra datu supstancu kao kiselinu).

U protolitičkoj teoriji, da biste okarakterizirali bazu, možete koristiti njenu konstantu bazičnosti ili možete proći sa konstantom kiselosti konjugirane kiseline. U teoriji elektrolitičke disocijacije, samo su tvari koje disociraju u otopini na katjone i hidroksidne ione smatrane bazama, pa se, na primjer, pretpostavljalo da otopina amonijaka sadrži "amonijev hidroksid", a kasnije - amonijak hidrat

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

NH3. H 2 O NH 4 + + OH - Konstanta ravnoteže K C i u ovom slučaju se naziva konstanta disocijacije, označena TO i jednaka je bazičnoj konstanti. K = 1,74. 10–5 mol/l U ovoj teoriji ne postoji koncept konjugirane kiseline. Amonijum jon se ne smatra kiselinom. Kiselo okruženje u rastvorima amonijumovih soli objašnjava se hidrolizom.

Još je teže u teoriji elektrolitičke disocijacije opisati osnovna svojstva drugih supstanci koje ne sadrže hidroksile, na primjer, amina (metilamin CH 3 NH 2, anilin C 6 H 5 NH 2 itd.).

Za karakterizaciju kiselih i baznih svojstava rastvora koristi se još jedna fizička veličina - pH vrijednost(označeno sa pH, čitajte "ph"). U okviru teorije elektrolitičke disocijacije, indeks vodonika je određen na sljedeći način:

pH = –lg

Preciznija definicija, uzimajući u obzir odsustvo vodikovih iona u otopini i nemogućnost uzimanja logaritama mjernih jedinica:

pH = –lg()

Ovu vrijednost bi bilo ispravnije nazvati "oksonijum", a ne pH vrijednost, ali se ovaj naziv ne koristi.

Definiše se slično kao i vodonik hidroksidni indeks(označeno sa pOH, čitajte "pe oash").

pOH = -lg()

Kovrčave zagrade koje označavaju brojčanu vrijednost neke veličine u izrazima za indekse vodonika i hidroksida se vrlo često ne stavljaju, zaboravljajući da je nemoguće uzeti logaritam fizičkih veličina.

Budući da je ionski proizvod vode konstantna vrijednost ne samo u čistoj vodi, već iu razrijeđenim otopinama kiselina i baza, indeksi vodika i hidroksida su međusobno povezani:

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

U čistoj vodi = = 10–7 mol/l, dakle, pH = pOH = 7.

U kiseloj otopini (u kiseloj otopini) postoji višak oksonijevih iona, njihova koncentracija je veća od 10 -7 mol/l i, prema tome, pH< 7.

U baznom rastvoru (alkalnom rastvoru), naprotiv, postoji višak hidroksidnih jona, a samim tim i koncentracija oksonijum jona je manja od 10–7 mol/l; u ovom slučaju pH > 7.

20.4. Konstanta hidrolize

U okviru teorije elektrolitičke disocijacije, reverzibilna hidroliza (hidroliza soli) se smatra zasebnim procesom, dok se izdvajaju slučajevi hidrolize.

• soli jake baze i slabe kiseline
• soli slabe baze i jake kiseline, i
• soli slabe baze i slabe kiseline.

Razmotrimo ove slučajeve paralelno u okviru protolitičke teorije iu okviru teorije elektrolitičke disocijacije.

Sol jake baze i slabe kiseline

Kao prvi primjer, razmotrite hidrolizu KNO 2, soli jake baze i slabe monobazne kiseline.

K +, NO 2 - i H 2 O. NO 2 - je slaba baza, a H 2 O je amfolit, stoga je moguća reverzibilna reakcija NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, čija je ravnoteža opisana konstantom bazičnosti nitritnog jona i može se izraziti kroz konstantu kiselosti dušične kiseline: K o (NO 2 -) \u003d

Kada se ova tvar otopi, nepovratno se disocira na K+ i NO2- ione: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Uz istovremenu prisutnost H + i NO 2 - jona u otopini, dolazi do reverzibilne reakcije H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Ravnoteža reakcije hidrolize opisuje se konstantom hidrolize ( K h) i može se izraziti kroz konstantu disocijacije ( TO e) azotna kiselina: K h = K c . =

Kao što vidite, u ovom slučaju konstanta hidrolize je jednaka bazičnoj konstanti bazne čestice.

Unatoč činjenici da se reverzibilna hidroliza događa samo u otopini, ona je potpuno "potisnuta" kada se voda ukloni, te se stoga proizvodi ove reakcije ne mogu dobiti, u okviru teorije elektrolitičke disocijacije, jednadžba molekularne hidrolize je takođe napisano:

KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2

Kao drugi primjer, razmotrite hidrolizu Na 2 CO 3, soli jake baze i slabe dvobazne kiseline. Linija rezonovanja ovdje je potpuno ista. U okviru obe teorije dobija se jonska jednačina:

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

U okviru protolitičke teorije naziva se jednadžba protolize karbonatnih jona, au okviru teorije elektrolitičke disocijacije naziva se jonska jednačina hidrolize natrijevog karbonata.

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

Konstanta bazičnosti karbonatnog jona u okviru TED-a naziva se konstanta hidrolize i izražava se kroz „konstantu disocijacije ugljene kiseline u drugom stupnju“, odnosno kroz konstantu kiselosti hidrokarbonatnog jona.

Treba napomenuti da pod ovim uslovima, HCO 3 - , kao vrlo slaba baza, praktično ne reaguje sa vodom, jer je moguća protoliza potisnuta prisustvom veoma jakih baznih čestica, hidroksidnih jona, u rastvoru.

Sol slabe baze i jake kiseline

Razmotrimo hidrolizu NH 4 Cl. U okviru TED-a, to je sol slabe monokiseline baze i jake kiseline.

U otopini ove tvari nalaze se čestice: NH 4 +, Cl - i H 2 O. NH 4 + je slaba kiselina, a H 2 O je amfolit, stoga je moguća reverzibilna reakcija NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, čija je ravnoteža opisana konstantom kiselosti amonijum jona i može se izraziti kroz konstantu bazičnosti amonijaka: K K (NH 4 +) \u003d

Kada se ova tvar otopi, nepovratno se disocira na NH 4 + i Cl - ione: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - Voda je slab elektrolit i reverzibilno se disocira: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3. H2O Sabiranjem jednadžbi ove dvije reverzibilne reakcije i dovođenjem sličnih članova, dobijamo jednačinu ionske hidrolize NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ Ravnoteža reakcije hidrolize opisuje se konstantom hidrolize i može se izraziti kroz konstantu disocijacije amonijak hidrata: K h =

U ovom slučaju, konstanta hidrolize je jednaka konstanti kiselosti amonijum jona. Konstanta disocijacije amonijak hidrata jednaka je bazičnoj konstanti amonijaka.

Molekularna jednačina hidrolize (u okviru TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl

Drugi primjer reakcije hidrolize soli ovog tipa je hidroliza ZnCl 2 .

U otopini ove tvari nalaze se čestice: Zn2+ aq, Cl - i H 2 O. Joni cinka su akvakacije 2+ i slabe su katjonske kiseline, a H 2 O je amfolit, stoga je moguća reverzibilna reakcija 2= ​​+ H 2 O + + H 3 O + , čija je ravnoteža opisana konstantom kiselosti akvakacije cinka i može se izraziti kroz konstantu bazičnosti triakvahidroksocinkovog jona: K K ( 2+ ) = =

Kada se ova supstanca otopi, nepovratno se disocira na Zn 2+ i Cl - ione: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - Voda je slab elektrolit i reverzibilno se disocira: H 2 O H + + OH - Uz istovremenu prisutnost OH - i Zn 2+ jona u otopini, dolazi do reverzibilne reakcije Zn 2+ + OH - ZnOH + Sabiranjem jednadžbi ove dvije reverzibilne reakcije i dovođenjem sličnih članova, dobijamo jednačinu ionske hidrolize Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Ravnoteža reakcije hidrolize opisuje se konstantom hidrolize i može se izraziti u terminima "konstante disocijacije cink hidroksida u drugoj fazi": K h =

Konstanta hidrolize ove soli jednaka je konstanti kiselosti akvacije cinka, a konstanta disocijacije cink hidroksida u drugom koraku jednaka je bazičnoj konstanti iona +.

Ion .+ je slabija kiselina od jona 2+, pa praktično ne reaguje sa vodom, jer je ova reakcija potisnuta zbog prisustva oksonijum jona u rastvoru. U okviru TED-a ova izjava zvuči ovako: "hidroliza cink klorida u drugoj fazi praktički ne ide" .

Molekularna jednadžba hidrolize (u okviru TED-a):

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

Sol slabe baze i slabe kiseline

Sa izuzetkom amonijumovih soli, takve soli su uglavnom nerastvorljive u vodi. Stoga, razmotrimo ovu vrstu reakcija koristeći amonijum cijanid NH 4 CN kao primjer.

U otopini ove tvari nalaze se čestice: NH 4 +, CN - i H 2 O. NH 4 + je slaba kiselina, CN - je slaba baza, a H 2 O je amfolit, stoga su moguće takve reverzibilne reakcije: 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) Posljednja reakcija je poželjnija, jer u njoj, za razliku od prve dvije, nastaju i slaba kiselina i slaba baza. Ova reakcija se uglavnom odvija kada se amonijev cijanid otopi u vodi, ali je to nemoguće otkriti promjenom kiselosti otopine. Lagana alkalizacija otopine je posljedica činjenice da je druga reakcija ipak nešto poželjnija od prve, jer je konstanta kiselosti cijanovodonične kiseline (HCN) mnogo manja od konstante bazičnosti amonijaka. Ravnotežu u ovom sistemu karakteriše konstanta kiselosti cijanovodonične kiseline, konstanta bazičnosti amonijaka i konstanta ravnoteže treće reakcije: Iz prve jednačine izražavamo ravnotežnu koncentraciju cijanovodične kiseline, a iz druge jednačine - ravnotežnu koncentraciju amonijaka i te količine zamjenjujemo u treću jednačinu. Kao rezultat, dobijamo

Kada se ova tvar otopi, nepovratno se disocira na NH 4 + i CN - ione: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - Voda je slab elektrolit i reverzibilno se disocira: H 2 O H + + OH - Uz istovremenu prisutnost OH - i NH 4 + iona u otopini, dolazi do reverzibilne reakcije NH 4 + + OH - NH 3. H2O A uz istovremeno prisustvo H + i CN - jona, nastavlja se još jedna reverzibilna reakcija Sabiranjem jednadžbi ove tri reverzibilne reakcije i dovođenjem sličnih članova, dobijamo jednačinu ionske hidrolize NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN Oblik konstante hidrolize u ovom slučaju je sljedeći: K h = I može se izraziti kroz konstantu disocijacije amonijačnog hidrata i konstantu disocijacije cijanovodonične kiseline: K h =

Molekularna jednadžba hidrolize (u okviru TED-a):

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

20.5. Solvatna konstanta (proizvod rastvorljivosti)

Proces hemijskog rastvaranja čvrste supstance u vodi (i ne samo u vodi) može se izraziti jednačinom. Na primjer, u slučaju rastvaranja natrijum hlorida:

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

Ova jednadžba eksplicitno pokazuje da je najvažniji razlog za otapanje natrijum hlorida hidratacija Na + i Cl - jona.

U zasićenom rastvoru uspostavlja se heterofazna ravnoteža:

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

koji se povinuje zakonu masovne akcije. Ali, budući da je rastvorljivost natrijum hlorida prilično značajna, izraz za konstantu ravnoteže u ovom slučaju može se napisati samo pomoću aktivnosti jona, koje su daleko od uvek poznate.

U slučaju ravnoteže u rastvoru slabo rastvorljive (ili praktično nerastvorljive supstance), izraz za konstantu ravnoteže u zasićenom rastvoru može se napisati korišćenjem ravnotežnih koncentracija. Na primjer, za ravnotežu u zasićenoj otopini srebrnog klorida

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

Budući da je ravnotežna koncentracija vode u razrijeđenoj otopini gotovo konstantna, možemo pisati

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

Isto pojednostavljeno

K G (AgCl) = ili K G(AgCl) =

Rezultirajuća vrijednost ( K D) je imenovan konstante hidratacije(u slučaju bilo koje, a ne samo vodene otopine - solvatacijske konstante).

U okviru teorije elektrolitičke disocijacije, ravnoteža u rastvoru AgCl se piše na sledeći način:

AgCl cr Ag + + Cl –

Odgovarajuća konstanta se zove proizvod rastvorljivosti i označava se slovima PR.

PR(AgCl) =

Ovisno o odnosu kationa i aniona u jedinici formule, izraz za konstantu solvatacije (proizvod rastvorljivosti) može biti različit, na primjer:

Vrijednosti hidratacijskih konstanti (proizvoda rastvorljivosti) nekih slabo rastvorljivih supstanci date su u Dodatku 15.

Poznavajući proizvod topljivosti, lako je izračunati koncentraciju tvari u zasićenoj otopini. Primjeri:

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.

Ako se tijekom kemijske reakcije u otopini pojave ioni koji su dio slabo topive tvari, tada je, znajući proizvod topljivosti ove tvari, lako odrediti hoće li se istaložiti.
Primjeri:

1. Hoće li se bakar hidroksid taložiti kada se 100 ml 0,01 M rastvora kalcijum hidroksida doda u jednaku zapreminu 0,001 M rastvora bakar sulfata?

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

Talog bakrenog hidroksida nastaje ako je proizvod koncentracija Cu 2+ i OH - jona veći od produkta rastvorljivosti ovog slabo rastvorljivog hidroksida. Nakon izlijevanja otopina jednake zapremine, ukupni volumen otopine postat će dvostruko veći od volumena svake od početnih otopina, pa će se koncentracija svake od tvari koje reagiraju (prije početka reakcije) prepoloviti. Koncentracija u rezultirajućem rastvoru iona bakra

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

Koncentracija hidroksidnih jona -

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

Proizvod rastvorljivosti bakar hidroksida

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

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

Koncentracioni proizvod je veći od proizvoda rastvorljivosti, pa će se formirati talog.

2. Hoće li se srebrni sulfat istaložiti kada se ulije jednake količine 0,02 M rastvora natrijum sulfata i 0,04 M rastvora srebrnog nitrata?

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

Koncentracija u nastaloj otopini iona srebra

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

Koncentracija u nastaloj otopini sulfatnih iona

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

Proizvod rastvorljivosti srebrnog sulfata

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

Proizvod koncentracija jona u otopini

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

Koncentracioni proizvod je manji od proizvoda rastvorljivosti, tako da se ne formira talog.

20.6. Stepen konverzije (stepen protolize, stepen disocijacije, stepen hidrolize)

Efikasnost reakcije se obično procjenjuje izračunavanjem prinosa produkta reakcije (odjeljak 5.11). Međutim, efikasnost reakcije možete procijeniti i tako što ćete odrediti koji se dio najvažnije (obično najskuplje) supstance pretvorio u ciljni produkt reakcije, na primjer, koji dio SO 2 se pretvorio u SO 3 tokom proizvodnje sumpornog kiselina, odnosno pronađite stepen konverzije originalna supstanca.

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

hlor (reagens) se podjednako pretvara u kalijum hlorid i kalijum hipohlorit. U ovoj reakciji, čak i sa 100% prinosom KClO, stepen konverzije hlora u njega je 50%.

Količina koja vam je poznata - stepen protolize (paragraf 12.4) - je poseban slučaj stepena konverzije:

U okviru TED-a nazivaju se slične količine stepen disocijacije kiseline ili baze (također se nazivaju stepenom protolize). Stepen disocijacije je povezan sa konstantom disocijacije prema Ostwaldovom zakonu razblaženja.

U okviru iste teorije, ravnotežu hidrolize karakteriše stepen hidrolize (h), uz korištenje sljedećih izraza koji se odnose na početnu koncentraciju tvari ( With) i konstante disocijacije slabih kiselina (K HA) i slabih baza koje nastaju tokom hidrolize ( K MZ):

Prvi izraz vrijedi za hidrolizu soli slabe kiseline, drugi za sol slabe baze, a treći za sol slabe kiseline i slabe baze. Svi ovi izrazi se mogu koristiti samo za razblažene rastvore sa stepenom hidrolize ne većim od 0,05 (5%).

Zakon djelovanja mase, homofazne reakcije, heterofazne reakcije, reakcije čvrste faze, konstanta autoprotolize (jonski proizvod), konstanta disocijacije (jonizacije), stepen disocijacije (jonizacija), vodonični indeks, hidroksidni indeks, konstanta hidrolize, konstanta solvatacije (proizvod rastvorljivosti) , stepen konverzije .

1. Navedite faktore koji pomjeraju kemijsku ravnotežu i mijenjaju konstantu ravnoteže.
2. Koji faktori omogućavaju promjenu kemijske ravnoteže bez promjene konstante ravnoteže?
3. Potrebno je pripremiti rastvor koji sadrži 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl i 0,24 mol K 2 SO 4 u 1 litru. Kako to učiniti, ako imate na raspolaganju samo natrijum hlorid, kalijum hlorid i natrijum sulfat?
4. Odrediti stepen protolize sirćetne, cijanovodonične i azotne kiseline u decimolarnim, centomolarnim i milimolarnim rastvorima.
5. Stepen protolize butirne kiseline u 0,2 M rastvoru je 0,866%. Odredite konstantu kiselosti ove supstance.
6. Pri kojoj koncentraciji rastvora će stepen protolize azotaste kiseline biti 0,2?
7. Koliko vode treba dodati u 300 ml 0,2 M rastvora sirćetne kiseline da bi se stepen protolize kiseline udvostručio?
8. Odrediti stepen protolize hipohlorne kiseline ako je u njenom rastvoru pH = 6. Kolika je koncentracija kiseline u ovom rastvoru?
9. pH otopine je 3. Kolika bi trebala biti koncentracija a) dušične kiseline, b) sirćetne kiseline za to?
10. Kako treba promijeniti koncentraciju a) jona oksonija, b) hidroksidnih jona u otopini tako da se pH otopine poveća za jedan?
11. Koliko jona oksonijuma sadrži 1 ml rastvora pri pH = 12?
12. Kako će se promijeniti pH vode ako se na 10 litara doda 0,4 g NaOH?
13. Izračunajte koncentracije oksonijum jona i hidroksidnih jona, kao i vrednosti vodoničnih i hidroksidnih indeksa u sledećim vodenim rastvorima: a) 0,01 M rastvor HCl; b) 0,01 M rastvora CH 3 COOH; c) 0,001 M rastvor NaOH; d) 0,001 M rastvora NH 3.
14. Koristeći vrijednosti proizvoda topljivosti date u dodatku, odredite koncentraciju i maseni udio otopljenih tvari u otopini a) srebrnog klorida, b) kalcijum sulfata, c) aluminij fosfata.
15. Odrediti količinu vode koja je potrebna za rastvaranje barijum sulfata težine 1 g na 25 o C.
16. Kolika je masa srebra u obliku jona u 1 litru rastvora srebrnog bromida zasićenog na 25 o C?
17. Koja zapremina rastvora srebrnog sulfida zasićenog na 25 o C sadrži 1 mg otopljene supstance?
18. Da li se stvara talog ako se jednaka zapremina 0,4 M rastvora KCl doda u 0,05 M rastvor Pb(NO 3) 2?
19. Odredite da li će se formirati talog nakon sipanja 5 ml 0,004 M rastvora CdCl 2 i 15 ml 0,003 M rastvora KOH.
20. Na raspolaganju su vam sledeće supstance: 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 . Za svaku od ovih supstanci, na posebnoj kartici, odgovorite na sljedeća pitanja:

1) Kakva je struktura ove supstance u normalnim uslovima (molekularna ili nemolekularna)?
2) U kakvom je stanju agregacije ova supstanca na sobnoj temperaturi?
3) Koju vrstu kristala formira ova supstanca?
4) Opišite hemijsku vezu u ovoj supstanci.
5) Kojoj klasi prema tradicionalnoj klasifikaciji pripada ova supstanca?
6) Kako ova supstanca stupa u interakciju s vodom? Ako se otapa ili reaguje, dajte hemijsku jednadžbu. Možemo li preokrenuti ovaj proces? Ako to uradimo, pod kojim uslovima? Koje fizičke veličine mogu karakterizirati stanje ravnoteže u ovom procesu? Ako je supstanca rastvorljiva, kako se njena rastvorljivost može povećati?
7) Da li je moguće izvršiti reakciju ove supstance sa hlorovodoničnom kiselinom? Ako je moguće, pod kojim uslovima? Dajte jednačinu reakcije. Zašto dolazi do ove reakcije? Je li ona reverzibilna? Ako je reverzibilno, pod kojim uslovima? Kako povećati prinos u ovoj reakciji? Šta će se promijeniti ako umjesto hlorovodonične kiseline koristimo suhi klorovodik? Dajte odgovarajuću jednačinu reakcije.
8) Da li je moguće izvesti reakciju ove supstance sa rastvorom natrijum hidroksida? Ako je moguće, pod kojim uslovima? Dajte jednačinu reakcije. Zašto dolazi do ove reakcije? Je li ona reverzibilna? Ako je reverzibilno, pod kojim uslovima? Kako povećati prinos u ovoj reakciji? Šta će se promijeniti ako se umjesto otopine natrijum hidroksida koristi suhi NaOH? Dajte odgovarajuću jednačinu reakcije.
9) Navedite sve vama poznate metode za dobijanje ove supstance.
10) Navedite sva imena ove supstance koja vam je poznata.
Kada odgovarate na ova pitanja, možete koristiti bilo koju referentnu literaturu.