Στη γενική περίπτωση, σύμφωνα με την πρωτολυτική θεωρία Bronsted-Lowry, σύμφωνα με την εξίσωση (4.2) έχουμε για τη διάσταση ενός ασθενούς μονοπρωτικού οξέος:
Αληθινή θερμοδυναμική σταθερά ΠΡΟΣ ΤΗΝαυτή η ισορροπία θα είναι
όπου όλες οι δραστηριότητες είναι ισορροπημένες. Ας φανταστούμε αυτή την αναλογία με τη μορφή:
Ας υποδηλώσουμε, όπως στην προηγούμενη περίπτωση, το γινόμενο δύο σταθερών ΠΡΟΣ ΤΗΝκαι a(H 2 O) έως (H 2 O) = const at Τ=συνθ. Επειτα
ή περίπου:
όπου όλες οι συγκεντρώσεις είναι ισορροπημένες. Εδώ η τιμή ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑπου ονομάζεται σταθερά διάστασης οξέος (ιονισμού) ή απλώς σταθερά οξύτητας.
Για πολλά ασθενή οξέα οι αριθμητικές τιμές ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑείναι πολύ μικρά, οπότε αντί για το μέγεθος ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑισχύουν δείκτης ισχύος (ή απλώς δείκτης):
rK ΕΝΑ =- lg ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑ .
Περισσότερο ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑ(δηλαδή, όσο λιγότερο p ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑ ), τόσο ισχυρότερο είναι το οξύ.
Έστω η αρχική συγκέντρωση του μονοβασικού οξέος ΗΒ ίση με το βαθμό διάστασής του (ιονισμού) στο διάλυμα. Τότε οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των ιόντων [H 3 O + ] και [B - ] θα είναι ίσες με [H 3 O + ] = [B - ] = ασ ΕΝΑ , συγκέντρωση οξέος ισορροπίας [НВ] = Με ΕΝΑ - α Με ΕΝΑ = Με ΕΝΑ(1 - α). Αντικαθιστώντας αυτές τις τιμές των συγκεντρώσεων ισορροπίας στην έκφραση της σταθεράς ισορροπίας (4.10), λαμβάνουμε:
Αν αντί για συγκέντρωση Με ΕΝΑχρησιμοποιήστε το αντίστροφό του V- αραίωση (αραίωση), εκφρασμένη σε l/mol, V=1/Με ΕΝΑ , τότε ο τύπος για ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑθα μοιάζει με:
Αυτή η σχέση αλλά και η έκφραση
περιγράφω Ο νόμος της αραίωσης του Ostwald (ή νόμος της αραίωσης)για έναν αδύναμο δυαδικό ηλεκτρολύτη. Στο a1 (μια τυπική περίπτωση σε πολλά αναλυτικά συστήματα)
Είναι εύκολο να δείξουμε ότι, στη γενική περίπτωση, για έναν ασθενή ηλεκτρολύτη οποιασδήποτε σύνθεσης K n A m, ο οποίος αποσυντίθεται σε ιόντα σύμφωνα με το σχήμα
K n A m = ΠΠΡΟΣ ΤΗΝ t+ +tΕΝΑ n -
Ο νόμος αραίωσης του Ostwald περιγράφεται από τη σχέση
Οπου Με- η αρχική συγκέντρωση ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη, για παράδειγμα, ενός ασθενούς οξέος. Έτσι, για το ορθοφωσφορικό οξύ H 3 PO 4 (Π = 3,
Τ= 1), το οποίο διασπάται πλήρως σε ιόντα σύμφωνα με το σχήμα
.
Για έναν δυαδικό ηλεκτρολύτη, η σχέση γίνεται (4.11). Για το a1 έχουμε:
Ας βρούμε την τιμή ισορροπίας του pH ενός διαλύματος μονοβασικού οξέος NV. Συγκέντρωση ισορροπίας ιόντων υδρογόνου
Χρησιμοποιώντας τη σημείωση και παίρνουμε:
pH = 0,5 (r ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑ+σελ Με ΕΝΑ). (4.12)
Έτσι, για τον υπολογισμό της τιμής του pH ισορροπίας ενός διαλύματος ενός ασθενούς μονοπρωτικού οξέος, είναι απαραίτητο να γνωρίζουμε τη σταθερά οξύτητας αυτού του οξέος ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑκαι την αρχική του συγκέντρωση Με ΕΝΑ .
Ας υπολογίσουμε το pH ενός διαλύματος οξικού οξέος με αρχική συγκέντρωση 0,01 mol/l.
Σε θερμοκρασία δωματίου για οξικό οξύ ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑ = 1,74·10 -5 και σελ ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑ = 4,76.
Σύμφωνα με τον τύπο (4.12) μπορούμε να γράψουμε:
pH = 0,5 (σελ ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑ+σελ Με ΕΝΑ) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
Μια παρόμοια εξέταση μπορεί να γίνει για ισορροπίες σε μια λύση οποιουδήποτε αδύναμου πολυβασικόςοξέα.
Τα πολυβασικά οξέα διασπώνται σε ιόντα σταδιακά, σε διάφορα στάδια, καθένα από τα οποία χαρακτηρίζεται από τη δική του σταθερά ισορροπίας σταδιακή σταθερά διάστασης οξέος.Για παράδειγμα, σε διαλύματα ορθοβορικού οξέος καθορίζονται ισορροπίες H 3 BO 3 (οι σταθερές τιμές δίνονται για 25 °C):
H 3 VO 3 + H 2 O = H 3 O + +, ΠΡΟΣ ΤΗΝ 1
= 
H 2 O = H 3 O + +, ΠΡΟΣ ΤΗΝ 2
= 
H 2 O = H 3 O + +, ΠΡΟΣ ΤΗΝ 3 =
Η σταθερά διάστασης οξέος κάθε επόμενου σταδίου είναι μικρότερη από τη σταθερά διάστασης του προηγούμενου βήματος - συνήθως κατά πολλές τάξεις μεγέθους.
Το γινόμενο όλων των σταθερών διάστασης σταδιακά είναι ίσο με τη συνολική σταθερά διάστασης οξέος K:
ΠΡΟΣ ΤΗΝ 1 ΠΡΟΣ ΤΗΝ 2 ...ΠΡΟΣ ΤΗΝ Π =Κ.
Έτσι, είναι εύκολο να δούμε ότι για το ορθοβορικό οξύ η τιμή
ΠΡΟΣ ΤΗΝ 1
ΠΡΟΣ ΤΗΝ 2
ΠΡΟΣ ΤΗΝ 3
=Κ= 
υπάρχει μια πλήρης σταθερά διάστασης οξέος σύμφωνα με το σχήμα:
4.3.2 Σταθερά βασικότητας και pH διαλυμάτων ασθενών βάσεων
Σύμφωνα με την πρωτολυτική θεωρία οξέων και βάσεων Brønsted-Lowry, στη γενική περίπτωση, για τον ιονισμό μιας ασθενούς βάσης Β ενός οξέος σε υδατικά διαλύματα, μπορούμε να γράψουμε:
B + H 2 O = HB + + OH -
Εάν ο βαθμός ιοντισμού της βάσης είναι a1, τότε η σταθερά συγκέντρωσης μπορεί να ληφθεί ως σταθερά αυτής της χημικής ισορροπίας
Συνεχίζοντας παρόμοια με την προηγούμενη, παίρνουμε:
ΠΡΟΣ ΤΗΝ = =Κ σι = const όταν Τ= συνθ
ως γινόμενο δύο σταθερών ΠΡΟΣ ΤΗΝ=const και [H 2 O] = const.
Ας ονομάσουμε την ποσότητα κ σι , ίσα, λοιπόν,
κ σι = , (4.13)
σταθερά διάστασης (ιονισμού) μιας ασθενούς βάσης ενός οξέοςήαπλώς μια σταθερά βασικότηταςαυτή η βάση και το μέγεθος
Π κ σι = κ σι ,
Ένας δείκτης ισχύος (ή απλώς ένας δείκτης) της σταθεράς βασικότητας.
Σύμφωνα με τον νόμο αραίωσης Ostwald στην υπό εξέταση περίπτωση (παρόμοια με τη σχέση (4.11))
κ σι =,
όπου είναι ο βαθμός ιοντισμού μιας ασθενούς βάσης ενός οξέος και είναι η αρχική συγκέντρωσή της. Αφού για αδύναμη βάση a1, λοιπόν
Ας βρούμε την τιμή του pH ισορροπίας ενός υδατικού διαλύματος της εν λόγω βάσης μονοξέος σε θερμοκρασία δωματίου. Σύμφωνα με τον τύπο (4.7) έχουμε:
pH = p ΠΡΟΣ ΤΗΝ w - pOH = 14 - pOH.
Ας προσδιορίσουμε την τιμή pOH = [OH - ]. Προφανώς
[OH - ] = = 
Χρησιμοποιώντας τους δείκτες pOH = [OH - ], σελ ΠΡΟΣ ΤΗΝ σι =Κ σιΚαι
p = , παίρνουμε: pOH = 0,5 (σελ ΠΡΟΣ ΤΗΝ σι+ p). Αντικαθιστώντας αυτή την έκφραση με τον παραπάνω τύπο pH, φτάνουμε στη σχέση
pH = 14 - pOH = 14 – 0,5 (σελ ΠΡΟΣ ΤΗΝ σι+ p).
Έτσι, η τιμή του pH ισορροπίας σε ένα διάλυμα ασθενούς βάσης ενός οξέος μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας τον τύπο (4.15):
pH = 14 - 0,5 (σελ ΠΡΟΣ ΤΗΝ σι+ p). (4.15)
Ας υπολογίσουμε το pH σε υδατικό διάλυμα αμμωνίας 0,01 mol/l, για το οποίο σε θερμοκρασία δωματίου ΠΡΟΣ ΤΗΝ σι= και p ΠΡΟΣ ΤΗΝ σι = 4,76.
Σε ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας, δημιουργείται μια ισορροπία:
που μετατοπίζεται κυρίως προς τα αριστερά, έτσι ώστε ο βαθμός ιοντισμού της αμμωνίας να είναι . Επομένως, για να υπολογίσετε την τιμή του pH, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τη σχέση (4.15):
pH = 14 - 0,5 (σελ ΠΡΟΣ ΤΗΝ σι+ p) =
Μια παρόμοια εξέταση μπορεί να γίνει για κάθε αδύναμο πολυοξύλόγους. Είναι αλήθεια ότι αυτό έχει ως αποτέλεσμα πιο περίπλοκες εκφράσεις.
Οι αδύναμες βάσεις πολυοξέων, όπως τα αδύναμα πολυβασικά οξέα, διαχωρίζονται σταδιακά και κάθε βήμα διάστασης έχει επίσης τη δική του σταθερά σταδιακής διάστασης της βάσης - σταδιακή σταθερά βασικότητας.
Για παράδειγμα, το υδροξείδιο του μολύβδου Pb(OH) 2 σε υδατικά διαλύματα διασπάται σε ιόντα σε δύο στάδια:
Οι ίδιες ισορροπίες μπορούν να γραφτούν με άλλο τρόπο, τηρώντας (μέσα στο πλαίσιο της πρωτολυτικής θεωρίας) τον ορισμό της βάσης ως ουσίας που προσκολλά ένα πρωτόνιο, στην περίπτωση αυτή, δεχόμενο το από ένα μόριο νερού:
Οι σταδιακά σταθερές βασικότητας μπορούν να αναπαρασταθούν με τη μορφή:
Με αυτήν την καταγραφή των υποδεικνυόμενων ισορροπιών, υποτίθεται ότι ένα πρωτόνιο από ένα μόριο νερού περνά σε μια ομάδα υδροξυλίου με το σχηματισμό ενός μορίου νερού (), ως αποτέλεσμα του οποίου ο αριθμός των μορίων νερού κοντά στο άτομο του μολύβδου (II) αυξάνεται κατά ένα, και ο αριθμός των υδροξυλομάδων που σχετίζονται με το άτομο του μολύβδου (II), μειώνεται επίσης κατά μία σε κάθε στάδιο διάστασης.
Δουλειά ΠΡΟΣ ΤΗΝ 1 ΠΡΟΣ ΤΗΝ 2 =Κ=[Pb 2+ ][OH - ] 2 / [Pb(OH) 2] =
2.865, όπου ΠΡΟΣ ΤΗΝ- σταθερά ολικής διάστασης σύμφωνα με το σχήμα
ή σύμφωνα με διαφορετικό σχήμα που έχει καταγραφεί
που τελικά οδηγεί στο ίδιο αποτέλεσμα.
Ένα άλλο παράδειγμα είναι η οργανική βάση αιθυλενοδιαμίνη, η οποία υφίσταται ιονισμό σε υδατικό διάλυμα σε δύο στάδια. Πρώτο στάδιο:
Δεύτερο επίπεδο:
Δουλειά 
-
σταθερά ολικής διάστασης. Αντιστοιχεί στην ισορροπία
Οι αριθμητικές τιμές των σταθερών ισορροπίας δίνονται παραπάνω για τη θερμοκρασία δωματίου.
Όπως και στην περίπτωση των πολυβασικών οξέων, για μια αδύναμη πολυόξινη βάση η σταθερά διάστασης κάθε επόμενου σταδίου είναι συνήθως αρκετές τάξεις μεγέθους μικρότερη από τη σταθερά διάστασης του προηγούμενου σταδίου.
Στον πίνακα Ο Πίνακας 4.2 δείχνει τις αριθμητικές τιμές των σταθερών οξύτητας και βασικότητας ορισμένων ασθενών οξέων και βάσεων.
Πίνακας 4.2. Πραγματικές σταθερές θερμοδυναμικού ιοντισμού σε υδατικά διαλύματα ορισμένων οξέων και βάσεων.
ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑ- σταθερά οξύτητας, ΠΡΟΣ ΤΗΝ σι- σταθερά βασικότητας,
ΠΡΟΣ ΤΗΝ 1 - σταθερά διάστασης για το πρώτο βήμα,
ΠΡΟΣ ΤΗΝ 2
- σταθερά διάστασης για το δεύτερο βήμα, κ.λπ.
| Σταθερές διάστασης ασθενών οξέων |
||
| Οξύ | ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑ | R ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑ=-lg ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΕΝΑ |
| Αζωτούχος Αμιδικός Μπενζοϊνάγια Βορικό (ορθοβορικό) Τετραβορικό Τύποι πρωτολυτικών αντιδράσεων. MU «Λύσεις» σελ. 52-55 Αυτοπρωτόλυση νερού. Ιονικό προϊόν νερού.MU "Λύσεις"» σελίδα 56 Ένα μικρό ποσοστό των μορίων του νερού είναι πάντα σε ιοντική κατάσταση, αν και είναι πολύ αδύναμος ηλεκτρολύτης. Ο ιονισμός και η περαιτέρω διάσταση του νερού, όπως ήδη αναφέρθηκε, περιγράφεται από την εξίσωση της πρωτολυτικής αντίδρασης δυσαναλογίας οξέος-βάσης ή αυτοπρωτόλυσης. Το νερό είναι ένας πολύ αδύναμος ηλεκτρολύτης, επομένως το συζευγμένο οξύ και η συζευγμένη βάση που σχηματίζονται είναι ισχυρά. Επομένως, η ισορροπία αυτής της πρωτολυτικής αντίδρασης μετατοπίζεται προς τα αριστερά. Η σταθερά αυτής της ισορροπίας K ισούται με = Η ποσοτική τιμή του προϊόντος της συγκέντρωσης ιόντων νερού × είναι ιοντικό προϊόν του νερού. Είναι ίσο με: × = K ίσο. × 2 = 1×10 – 14 Επομένως: KH 2O = × = 10 – 14 ή απλοποιημένο KH 2O = × = 10 – 14 Το KH2O είναι το ιοντικό προϊόν του νερού, η σταθερά αυτοπρωτόλυσης του νερού ή απλά η σταθερά του νερού. Το KH2O εξαρτάται από τη θερμοκρασία. Αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. Σε χημικά καθαρό νερό = = = 1×10 – 7. Αυτό είναι ένα ουδέτερο περιβάλλον. Το διάλυμα μπορεί να περιέχει > – το μέσο είναι όξινο ή< – среда щелочная = ; = τιμή pH Για να εκφράσετε ποσοτικά την οξύτητα των διαλυμάτων, χρησιμοποιήστε δείκτης συγκέντρωσης ιόντων υδρογόνου pH. Ο δείκτης υδρογόνου είναι μια τιμή ίση με τον αρνητικό δεκαδικό λογάριθμο της συγκέντρωσης ελεύθερων ιόντων υδρογόνου σε ένα διάλυμα. pH = – log ⇒ = 10 – pH Σε ουδέτερο περιβάλλον pH = 7 Σε όξινο pH< 7 Σε αλκαλικό pH > 7 Για να χαρακτηριστεί η βασικότητα του μέσου, χρησιμοποιείται ο δείκτης υδροξυλίου pOH рОН = – log [ОH - ] ⇒ [ОH - ] = 10 – рОН pH + pOH = 14 Þ pH = 14 – pOH και pOH = 14 – pH Τύποι για τον υπολογισμό του pH για διαλύματα οξέων και βάσεων. pH = – λογ
Υπολογίστε το pH διαλύματος HCl με C(HCl) = 0,1 mol/l υπό την προϋπόθεση της πλήρους διάστασής του. C(HCl) = 0,1 mol/l; pH = – log 0,1 = 1 2. Ισχυρές βάσεις: [ОH - ] = С(1/z βάση) Υπολογίστε το pH του διαλύματος NaOH υπό τις ίδιες συνθήκες. C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10 – 13 ; pH = – log 10 – 13 = 13 3. Ασθενή οξέα Να υπολογίσετε το pH ενός διαλύματος οξικού οξέος με μοριακή συγκέντρωση 0,5 mol/L. K CH 3COOH = 1,8×10 – 5. 3×10 – 3 pH = – log 3×10 – 3 = 2,5 4. Αδύναμα θεμέλια Υπολογίστε το pH ενός διαλύματος αμμωνίας με μοριακή συγκέντρωση 0,2 mol/L. K NN 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 Σε pH = 7, [H + ] = 10 – 7 Υπάρχουν διάφορες μέθοδοι για τον προσδιορισμό του pH: χρησιμοποιώντας δείκτες και συσκευές ιοντομερών. Η τιμή του pH για χημικές αντιδράσεις και βιοχημικές διεργασίες στο σώμα. Πολλές αντιδράσεις απαιτούν μια αυστηρά καθορισμένη τιμή pH για να προχωρήσουν σε μια συγκεκριμένη κατεύθυνση. Κανονικά, σε ένα υγιές σώμα, η αντίδραση του περιβάλλοντος των περισσότερων βιολογικών υγρών είναι σχεδόν ουδέτερη. Αίμα – 7,4 Σάλιο – 6,6 Εντερικός χυμός – 6,4 Χολή – 6,9 Ούρα – 5,6 Γαστρικό υγρό: α) σε ηρεμία – 7.3 β) σε κατάσταση πέψης – 1,5-2 Η απόκλιση του pH από τον κανόνα έχει διαγνωστική (ορισμός της νόσου) και προγνωστική (πορεία της νόσου) σημασία. Οξέωση είναι μια μετατόπιση του pH στην όξινη πλευρά, το pH μειώνεται, η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου αυξάνεται. Η αλκάλωση είναι μια μετατόπιση του pH στην αλκαλική περιοχή, το pH αυξάνεται και η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου μειώνεται. Μια προσωρινή απόκλιση του pH του αίματος από τον κανόνα κατά δέκατα οδηγεί σε σοβαρές διαταραχές στο σώμα. Οι μακροχρόνιες αποκλίσεις στο pH του αίματος μπορεί να είναι θανατηφόρες. Οι αποκλίσεις στο pH του αίματος μπορεί να είναι 6,8 - 8· αλλαγές εκτός αυτού του εύρους προς οποιαδήποτε κατεύθυνση είναι ασυμβίβαστες με τη ζωή. Συνδυασμένες και μεμονωμένες πρωτολυτικές ισορροπίες. Οι πρωτολυτικές διεργασίες είναι αναστρέψιμες αντιδράσεις. Οι πρωτολυτικές ισορροπίες μετατοπίζονται προς το σχηματισμό ασθενέστερων οξέων και βάσεων. Μπορούν να θεωρηθούν ως ανταγωνισμός μεταξύ βάσεων διαφορετικής ισχύος για την κατοχή ενός πρωτονίου. Μιλούν για μεμονωμένες και συνδυασμένες ισορροπίες. Εάν πολλές ταυτόχρονα υπάρχουσες ισορροπίες είναι ανεξάρτητες η μία από την άλλη, ονομάζονται απομονωμένες. Μια μετατόπιση της ισορροπίας σε ένα από αυτά δεν συνεπάγεται αλλαγή στη θέση ισορροπίας στο άλλο. Εάν μια αλλαγή στην ισορροπία σε ένα από αυτά οδηγεί σε αλλαγή της ισορροπίας στο άλλο, τότε μιλάμε για συνδυασμένες (συζυγείς, ανταγωνιστικές) ισορροπίες. Η κυρίαρχη διαδικασία σε συστήματα με συνδυασμένη ισορροπία είναι αυτή που χαρακτηρίζεται από μεγαλύτερη τιμή της σταθεράς ισορροπίας. Η δεύτερη διαδικασία θα είναι κυρίαρχη, γιατί Η σταθερά ισορροπίας του είναι μεγαλύτερη από τη σταθερά ισορροπίας της πρώτης διεργασίας. Η ισορροπία στη δεύτερη διαδικασία μετατοπίζεται προς τα δεξιά σε μεγαλύτερο βαθμό, επειδή Η μεθυλαμίνη είναι ισχυρότερη βάση από την αμμωνία, το NH 4 + είναι ισχυρότερο οξύ από το CH 3 NH 3 +. συμπέρασμα: Μια ισχυρότερη βάση καταστέλλει τον ιονισμό μιας πιο αδύναμης βάσης. Επομένως, όταν μια μικρή ποσότητα υδροχλωρικού οξέος προστίθεται σε ένα μείγμα αμμωνίας και μεθυλαμίνης, θα είναι κυρίως η μεθυλαμίνη που υφίσταται πρωτονίωση. Και επίσης: το ισχυρότερο οξύ καταστέλλει τον ιονισμό των ασθενών οξέων. Έτσι, το υδροχλωρικό οξύ που βρίσκεται στον γαστρικό χυμό καταστέλλει τον ιονισμό του οξικού οξέος (που προέρχεται από τα τρόφιμα) ή του ακετυλοσαλικυλικού οξέος (φαρμακευτική ουσία). ______________________________________________________________
Έτσι, σύμφωνα με αυτή τη θεωρία Οξύ είναι κάθε ουσία της οποίας τα μόρια (συμπεριλαμβανομένων των ιόντων) είναι ικανά να δώσουν ένα πρωτόνιο, δηλ. να είσαι δότης πρωτονίων. Βάση είναι κάθε ουσία της οποίας τα μόρια (συμπεριλαμβανομένων των ιόντων) είναι ικανά να συνδέουν ένα πρωτόνιο, δηλ. να είναι δέκτης πρωτονίων. Αμφολύτης είναι κάθε ουσία που είναι ταυτόχρονα δότης και δέκτης πρωτονίων. Αυτή η θεωρία εξηγεί τις ιδιότητες οξέος-βάσης όχι μόνο ουδέτερων μορίων, αλλά και ιόντων. Ένα οξύ, εγκαταλείποντας ένα πρωτόνιο, μετατρέπεται σε βάση, η οποία είναι το συζυγές αυτού του οξέος. Οι όροι «οξύ» και «βάση» είναι σχετικές έννοιες, αφού τα ίδια σωματίδια - μόρια ή ιόντα - μπορούν να εμφανίσουν τόσο βασικές όσο και όξινες ιδιότητες, ανάλογα με τον σύντροφο. Κατά τη διάρκεια της πρωτολυτικής ισορροπίας, σχηματίζονται ζεύγη οξέος-βάσης. Σύμφωνα με τη θεωρία των πρωτονίων, οι αντιδράσεις υδρόλυσης, ιοντισμού και εξουδετέρωσης δεν θεωρούνται ως ειδικό φαινόμενο, αλλά θεωρούνται ως η συνήθης μεταφορά πρωτονίων από ένα οξύ σε μια βάση. Το σωματίδιο Α σχηματίστηκε μετά τον διαχωρισμό ενός ιόντος υδρογόνου | ||
| ονομάζεται συζυγής βάση ενός δεδομένου οξέος, επειδή είναι ικανό να επανασυνδέσει το ιόν Η+ στον εαυτό του. | ||
| Σύμφωνα με την πρωτολυτική θεωρία, τα οξέα και οι βάσεις μπορούν να είναι τριών τύπων: ουδέτερα, ανιονικά και κατιονικά. Τα πρώτα είναι ουδέτερα μόρια ικανά να δώσουν ή να προσκολλήσουν το ιόν Η+, για παράδειγμα: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (οξέα). NH 3, CH 3 –O–CH 3 (βάσεις). Ανιονικές βάσεις και οξέαείναι αρνητικά φορτισμένα ιόντα, για παράδειγμα: HSO 4 –, HPO 4 2–, HS – (οξέα). OH – , Cl – , NO 3 – (βάσεις). Στον ρόλο κατιονικές βάσεις και οξέαΕμφανίζονται θετικά φορτισμένα ιόντα, για παράδειγμα: NH 4 +, H 3 O + (οξέα). H 2 N–NH 3 + , H 2 N– (CH 2) 2 –NH 3 + (βάσεις). Πολλά σωματίδια (τόσο τα μόρια όσο και τα ιόντα) έχουν αμφοτερικές ιδιότητες, δηλ. ανάλογα με τις συνθήκες, μπορούν να δράσουν και ως οξύ και ως βάση, για παράδειγμα: H 2 O, NH 3, HSO 4 –, H 2 N–NH 3 + κ.λπ. Αυτές οι ενώσεις ονομάζονται αμφιπρωτικές ή αμφολύτες. Η θεωρία Brønsted-Lowry, αν και πιο προχωρημένη από τη θεωρία Arrhenius, έχει επίσης ορισμένες ελλείψεις και δεν είναι ολοκληρωμένη. Έτσι, δεν εφαρμόζεται σε πολλές ουσίες που παρουσιάζουν τη λειτουργία ενός οξέος, αλλά δεν περιέχουν ιόντα Η+, για παράδειγμα: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3, κ.λπ. | ||
όπου: K a – σταθερά οξύτητας; K p – σταθερά ισορροπίας.
Όσο ισχυρότερο είναι το οξύ εκεί, τόσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά οξύτητας. Οι τιμές pK a χρησιμοποιούνται συχνά. Όσο χαμηλότερη είναι η τιμή pKa, τόσο ισχυρότερο είναι το οξύ.
pK a = -logK α
Για παράδειγμα, pK a της φαινόλης = 10, pK a της αιθανόλης = 16. Αυτό σημαίνει ότι η φαινόλη είναι έξι τάξεις μεγέθους (εκατομμύρια φορές) ισχυρότερο οξύ από την αιθυλική αλκοόλη.
Η βασικότητα μπορεί να εκφραστεί με όρους pK b.
rKb = 14 - pKένα
Είναι σημαντικό να θυμάστε ότι pKa νερού = 15,7. Όλες οι ουσίες που έχουν pKa μεγαλύτερο από το νερό δεν είναι σε θέση να επιδείξουν όξινες ιδιότητες σε υδατικά διαλύματα. Το νερό, ως ισχυρότερο οξύ, καταστέλλει τη διάσταση των ασθενέστερων οξέων. Δεδομένου ότι οι περισσότερες οργανικές ενώσεις έχουν όξινες ιδιότητες που είναι πολλές φορές πιο αδύναμες από αυτές του νερού, έχει αναπτυχθεί μια πολογραφική προσέγγιση για την αξιολόγηση της οξύτητάς τους (I.P. Beletskaya et al.). Σας επιτρέπει να αξιολογήσετε την οξύτητα μέχρι pK a = 50, αν και για πολύ ασθενή οξέα pK οι τιμές μπορούν να εκτιμηθούν μόνο κατά προσέγγιση.
Η ποιοτική αξιολόγηση της οξύτητας τόσο στη σειρά ουσιών με παρόμοια δομή όσο και σε ενώσεις διαφορετικών κατηγοριών είναι εξαιρετικά σημαντική. Η ικανότητα ενός οξέος να δίνει ένα πρωτόνιο σχετίζεται με τη σταθερότητα του ανιόντος που προκύπτει. Όσο πιο σταθερό είναι το ανιόν που προκύπτει, τόσο μικρότερη είναι η τάση του να συλλαμβάνει το πρωτόνιο πίσω και να μετατρέπεται σε ουδέτερο μόριο. Διάφοροι παράγοντες πρέπει να λαμβάνονται υπόψη κατά την αξιολόγηση της σχετικής σταθερότητας ενός ανιόντος.
Η φύση του ατόμου που δίνει ένα πρωτόνιο.Όσο πιο εύκολα ένα άτομο χάνει ένα πρωτόνιο, τόσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα και η πόλωσή του. Επομένως, στη σειρά των οξέων, η ικανότητα διάστασης μειώνεται ως εξής:
ΜΙΚΡΟ-Η>Ο-H>-Ν-Η>ΝΤΟ-H
Αυτή η σειρά αντιστοιχεί απόλυτα στις ιδιότητες των ατόμων που είναι γνωστές από τον περιοδικό πίνακα.
Η επιρροή του περιβάλλοντος.Εάν συγκριθούν ουσίες που έχουν παρόμοια δομή, η αξιολόγηση πραγματοποιείται συγκρίνοντας την πυκνότητα ηλεκτρονίων στο άτομο που έδωσε το πρωτόνιο. Όλοι οι δομικοί παράγοντες που συμβάλλουν στη μείωση του φορτίου σταθεροποιούν το ανιόν και η αύξηση του φορτίου το αποσταθεροποιεί. Έτσι, όλοι οι δέκτες αυξάνουν την οξύτητα, όλοι οι δότες τη μειώνουν.
Αυτό συμβαίνει ανεξάρτητα από το ποια επίδραση της μεταφοράς ηλεκτρονίων (επαγωγική ή μεσομερική) είναι υπεύθυνη για την ανακατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων.
Επίλυση επίλυσης.Η διαλυτοποίηση (αλληλεπίδραση με μόρια διαλύτη) αυξάνει τη σταθερότητα του ανιόντος λόγω της ανακατανομής της περίσσειας πυκνότητας ηλεκτρονίων μεταξύ του ανιόντος και των μορίων του διαλύτη. Σε γενικές γραμμές, το μοτίβο έχει ως εξής:
· όσο πιο πολικός είναι ο διαλύτης, τόσο ισχυρότερη είναι η διαλυτοποίηση.
· όσο μικρότερο είναι το ιόν, τόσο καλύτερα διαλύεται.
Η βασικότητα σύμφωνα με τον Brønsted είναι η ικανότητα μιας ουσίας να παρέχει το ζεύγος ηλεκτρονίων της για αλληλεπίδραση με ένα πρωτόνιο. Κατά κανόνα, πρόκειται για ουσίες που περιέχουν άτομα αζώτου, οξυγόνου και θείου στο μόριο.
Όσο πιο αδύναμο το βασικό κέντρο συγκρατεί ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, τόσο μεγαλύτερη είναι η βασικότητα. Σε μια ΣΕΙΡΑ
R 3 -Ν>R 2Ο>R 2μικρό
η βασικότητα μειώνεται. Αυτή η ακολουθία είναι εύκολο να θυμάστε χρησιμοποιώντας τον μνημονικό κανόνα "NOS".
Υπάρχει μια σχέση μεταξύ των βάσεων Brønsted: τα ανιόντα είναι ισχυρότερες βάσεις από τα αντίστοιχα ουδέτερα μόρια. Για παράδειγμα, το ανιόν υδροξειδίου (–OH) είναι ισχυρότερη βάση από το νερό (H2O). Όταν μια βάση αλληλεπιδρά με ένα πρωτόνιο, μπορούν να σχηματιστούν κατιόντα ονίου:
· R3O + - κατιόν οξωνίου;
· NR 4 + - κατιόν αμμωνίου.
· R3S + - κατιόν σουλφονίου.
Η ποιοτική αξιολόγηση της βασικότητας ουσιών με παρόμοια δομή πραγματοποιείται χρησιμοποιώντας την ίδια λογική με την εκτίμηση της οξύτητας, αλλά με το αντίθετο πρόσημο.
Επομένως, όλοι οι υποκαταστάτες δέκτη μειώνουν τη βασικότητά τους και όλοι οι υποκαταστάτες δότη αυξάνουν τη βασικότητά τους.
Οξέα και βάσεις Lewis
Οι βάσεις Lewis είναι δότες ζευγών ηλεκτρονίων, όπως και οι βάσεις Brønsted.
Ο ορισμός του Lewis για τα οξέα διαφέρει σημαντικά από τον συνηθισμένο (σύμφωνα με τον Brønsted). Ένα οξύ Lewis είναι κάθε μόριο ή ιόν που έχει ένα κενό τροχιακό που μπορεί να γεμίσει με ένα ζεύγος ηλεκτρονίων ως αποτέλεσμα αλληλεπίδρασης. Εάν, σύμφωνα με τον Brønsted, ένα οξύ είναι δότης πρωτονίων, τότε σύμφωνα με τον Lewis, το ίδιο το πρωτόνιο (H +) είναι οξύ, αφού το τροχιακό του είναι κενό. Υπάρχουν πολλά οξέα Lewis: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 κ.λπ. Η θεωρία Lewis επιτρέπει πολλές αντιδράσεις να περιγραφούν ως αλληλεπιδράσεις οξέος-βάσης. Για παράδειγμα:
Συχνά, σε αντιδράσεις με οξέα Lewis, οργανικές ενώσεις που δίνουν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων p συμμετέχουν ως βάσεις:
Στην οργανική χημεία γίνονται δεκτά τα ακόλουθα:
· εάν χρησιμοποιείται ο όρος «οξύ», σημαίνει οξύ Brønsted.
· εάν ο όρος «οξύ» χρησιμοποιείται με την έννοια Lewis, λένε «Lewis acid».
Διάλεξη Νο 5
Υδρογονάνθρακες
Αλκάνια
· Ομόλογες σειρές, ονοματολογία, ισομέρεια, ρίζες αλκυλίου. Ηλεκτρονική δομή μορίων αλκανίου, sp 3 -υβριδισμός, s-δεσμός. Μήκη δεσμών C-C και C-H, γωνίες δεσμών, ενέργειες δεσμών. Χωρική ισομέρεια οργανικών ουσιών. Μέθοδοι απεικόνισης της χωρικής δομής μορίων με sp 3 -υβριδισμένα άτομα άνθρακα. Φασματικά χαρακτηριστικά αλκανίων. Φυσικές ιδιότητες αλκανίων και σχήματα μεταβολών τους στην ομόλογη σειρά.
Αλκάνια (κορεσμένες άκυκλες ενώσεις, παραφίνες)
Τα αλκάνια είναι υδρογονάνθρακες με ανοιχτή αλυσίδα ατόμων, που αντιστοιχεί στον τύπο C n H 2 n+2, όπου τα άτομα άνθρακα συνδέονται μεταξύ τους μόνο με δεσμούς σ.
Ο όρος «κορεσμένο» σημαίνει ότι κάθε άνθρακας στο μόριο μιας τέτοιας ουσίας συνδέεται με τον μέγιστο δυνατό αριθμό ατόμων (τέσσερα άτομα).
Η δομή του μεθανίου περιγράφεται λεπτομερώς στη διάλεξη Νο. 2.
Ισομέρεια, ονοματολογία
Τα πρώτα τρία μέλη της ομόλογης σειράς (μεθάνιο, αιθάνιο και προπάνιο) υπάρχουν ως ένα δομικό ισομερές. Ξεκινώντας με το βουτάνιο, ο αριθμός των ισομερών αυξάνεται γρήγορα: το πεντάνιο έχει τρία ισομερή και το δεκάνιο (C 10 H 22) έχει ήδη 75.
Κεφάλαιο 20. Ποσοτική περιγραφή της χημικής ισορροπίας
20.1. Νόμος της μαζικής δράσης
Εξοικειωθείτε με το νόμο της δράσης της μάζας μελετώντας την ισορροπία των αναστρέψιμων χημικών αντιδράσεων (Κεφάλαιο 9, § 5). Θυμηθείτε ότι σε σταθερή θερμοκρασία για μια αναστρέψιμη αντίδραση
έναΑ+ σισι ρε D+ φάφάο νόμος της δράσης της μάζας εκφράζεται με την εξίσωση
Γνωρίζετε ότι κατά την εφαρμογή του νόμου της δράσης της μάζας, είναι σημαντικό να γνωρίζετε σε ποια κατάσταση συσσωμάτωσης βρίσκονται οι ουσίες που εμπλέκονται στην αντίδραση. Αλλά όχι μόνο αυτό: ο αριθμός και η αναλογία των φάσεων σε ένα δεδομένο χημικό σύστημα είναι σημαντικός. Με βάση τον αριθμό των φάσεων, οι αντιδράσεις χωρίζονται σε ομοφασικός, Και ετεροφασικός.Μεταξύ των ετεροφασικών υπάρχουν στερεά φάσηαντιδράσεις.
| Ομοφασική αντίδραση– μια χημική αντίδραση στην οποία όλοι οι συμμετέχοντες βρίσκονται στην ίδια φάση. |
Αυτή η φάση μπορεί να είναι ένα μείγμα αερίων (αέρια φάση) ή ένα υγρό διάλυμα (υγρή φάση). Σε αυτή την περίπτωση, όλα τα σωματίδια που συμμετέχουν στην αντίδραση (A, B, D και F) είναι σε θέση να εκτελούν χαοτική κίνηση ανεξάρτητα το ένα από το άλλο και η αναστρέψιμη αντίδραση συμβαίνει σε ολόκληρο τον όγκο του συστήματος αντίδρασης. Προφανώς, τέτοια σωματίδια μπορεί να είναι είτε μόρια αερίων ουσιών, είτε μόρια ή ιόντα που σχηματίζουν ένα υγρό. Παραδείγματα αντιδράσεων αναστρέψιμης ομοφάσης είναι οι αντιδράσεις σύνθεσης αμμωνίας, η καύση χλωρίου σε υδρογόνο, η αντίδραση μεταξύ αμμωνίας και υδρόθειου σε υδατικό διάλυμα κ.λπ.
Εάν τουλάχιστον μία ουσία που συμμετέχει στην αντίδραση βρίσκεται σε διαφορετική φάση από τις άλλες ουσίες, τότε η αναστρέψιμη αντίδραση συμβαίνει μόνο στη διεπιφάνεια και ονομάζεται αντίδραση ετεροφάσης.
| Ετεροφασική αντίδραση– μια χημική αντίδραση της οποίας οι συμμετέχοντες βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις. |
Οι αναστρέψιμες ετεροφασικές αντιδράσεις περιλαμβάνουν αντιδράσεις που περιλαμβάνουν αέριες και στερεές ουσίες (για παράδειγμα, αποσύνθεση ανθρακικού ασβεστίου), υγρές και στερεές ουσίες (για παράδειγμα, καθίζηση από διάλυμα θειικού βαρίου ή αντίδραση ψευδαργύρου με υδροχλωρικό οξύ), καθώς και αέρια και υγρές ουσίες.
Μια ειδική περίπτωση ετεροφασικών αντιδράσεων είναι οι αντιδράσεις στερεάς φάσης, δηλαδή αντιδράσεις στις οποίες όλοι οι συμμετέχοντες είναι στερεές ουσίες.
Στην πραγματικότητα, η εξίσωση (1) ισχύει για κάθε αναστρέψιμη αντίδραση, ανεξάρτητα από το σε ποια από τις αναφερόμενες ομάδες ανήκει. Αλλά σε μια αντίδραση ετεροφάσης, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των ουσιών που βρίσκονται σε μια πιο διατεταγμένη φάση είναι σταθερές τιμές και μπορούν να συνδυαστούν σε μια σταθερά ισορροπίας (βλ. Κεφάλαιο 9, § 5).
Έτσι, για μια αντίδραση ετεροφάσης
ένα A g + σι B cr ρε D g + φά F crο νόμος της μαζικής δράσης θα εκφραστεί από τη σχέση
Ο τύπος αυτής της σχέσης εξαρτάται από το ποιες ουσίες που συμμετέχουν στην αντίδραση βρίσκονται σε στερεή ή υγρή κατάσταση (υγρή εάν οι υπόλοιπες ουσίες είναι αέρια).
Στις εκφράσεις του νόμου της δράσης της μάζας (1) και (2), οι τύποι των μορίων ή των ιόντων σε αγκύλες σημαίνουν τη συγκέντρωση ισορροπίας αυτών των σωματιδίων σε ένα αέριο ή διάλυμα. Σε αυτή την περίπτωση, οι συγκεντρώσεις δεν πρέπει να είναι υψηλές (όχι περισσότερες από 0,1 mol/l), αφού οι αναλογίες αυτές ισχύουν μόνο για ιδανικά αέρια και ιδανικά διαλύματα. (Σε υψηλές συγκεντρώσεις, ο νόμος της δράσης μάζας παραμένει έγκυρος, αλλά αντί για συγκέντρωση είναι απαραίτητο να χρησιμοποιηθεί μια άλλη φυσική ποσότητα (η λεγόμενη δραστηριότητα), η οποία λαμβάνει υπόψη τις αλληλεπιδράσεις μεταξύ των σωματιδίων ενός αερίου ή διαλύματος. Η δραστηριότητα δεν είναι ανάλογη της συγκέντρωσης).
Ο νόμος της δράσης μάζας εφαρμόζεται όχι μόνο σε αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις· πολλές αναστρέψιμες φυσικές διεργασίες υπόκεινται επίσης σε αυτόν, για παράδειγμα, ισορροπίες μεταξύ των φάσεων μεμονωμένων ουσιών κατά τη μετάβασή τους από τη μια κατάσταση συσσωμάτωσης στην άλλη. Έτσι, η αναστρέψιμη διαδικασία εξάτμισης - συμπύκνωσης του νερού μπορεί να εκφραστεί με την εξίσωση
H 2 O f H 2 O g
Για αυτή τη διαδικασία, μπορούμε να γράψουμε την εξίσωση σταθεράς ισορροπίας:
Η σχέση που προκύπτει επιβεβαιώνει, ειδικότερα, τη δήλωση που είναι γνωστή σε εσάς από τη φυσική ότι η υγρασία του αέρα εξαρτάται από τη θερμοκρασία και την πίεση.
20.2. Σταθερά αυτοπρωτόλυσης (προϊόν ιόντων)
Μια άλλη εφαρμογή του νόμου της μαζικής δράσης που είναι γνωστή σε εσάς είναι η ποσοτική περιγραφή της αυτοπρωτόλυσης (Κεφάλαιο X § 5). Γνωρίζετε ότι η ισορροπία ομοφάσης παρατηρείται σε καθαρό νερό;
2H 2 O H 3 O + + OH -
για μια ποσοτική περιγραφή του οποίου μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε τον νόμο της δράσης της μάζας, η μαθηματική έκφραση του οποίου είναι σταθερά αυτοπρωτόλυσης(ιόν προϊόν) του νερού
Η αυτοπρωτόλυση είναι χαρακτηριστική όχι μόνο του νερού, αλλά και πολλών άλλων υγρών των οποίων τα μόρια αλληλοσυνδέονται με δεσμούς υδρογόνου, για παράδειγμα, αμμωνία, μεθανόλη και υδροφθόριο:
| 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - | κ(ΝΗ 3) = 1,91. 10 –33 (στους –50 o C); |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | κ(CH30H) = 4,90. 10 –18 (στους 25 o C); |
| 2HF H 2 F + + F - | κ(HF) = 2,00. 10 –12 (στους 0 o C). |
Για αυτές και πολλές άλλες ουσίες, είναι γνωστές σταθερές αυτοπρωτόλυσης, οι οποίες λαμβάνονται υπόψη κατά την επιλογή ενός διαλύτη για ορισμένες χημικές αντιδράσεις.
Το σύμβολο χρησιμοποιείται συχνά για να δηλώσει τη σταθερά της αυτοπρωτόλυσης Κ Σ.
Η σταθερά αυτοπρωτόλυσης δεν εξαρτάται από τη θεωρία εντός της οποίας εξετάζεται η αυτοπρωτόλυση. Οι τιμές των σταθερών ισορροπίας, αντίθετα, εξαρτώνται από το μοντέλο που υιοθετήθηκε. Ας το επαληθεύσουμε αυτό συγκρίνοντας την περιγραφή της αυτοπρωτόλυσης νερού σύμφωνα με την πρωτολυτική θεωρία (στήλη στα αριστερά) και σύμφωνα με την απαρχαιωμένη, αλλά ακόμα ευρέως χρησιμοποιούμενη θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης (στήλη στα δεξιά):
Σύμφωνα με τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης, θεωρήθηκε ότι τα μόρια του νερού διασπώνται μερικώς (διασπώνται) σε ιόντα υδρογόνου και ιόντα υδροξειδίου. Η θεωρία δεν εξήγησε ούτε τους λόγους ούτε τον μηχανισμό αυτής της «αποδόμησης». Το όνομα «σταθερά αυτοπρωτόλυσης» χρησιμοποιείται συνήθως στην πρωτολυτική θεωρία και το «προϊόν ιόντων» χρησιμοποιείται στη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης.
20.3. Σταθερές οξύτητας και βασικότητας. τιμή pH
Ο νόμος της δράσης της μάζας χρησιμοποιείται επίσης για τον ποσοτικό χαρακτηρισμό των ιδιοτήτων οξέος-βάσης διαφόρων ουσιών. Στην πρωτολυτική θεωρία, χρησιμοποιούνται σταθερές οξύτητας και βασικότητας για αυτό, και στη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης - σταθερές διάστασης.
Γνωρίζετε ήδη πώς η πρωτολυτική θεωρία εξηγεί τις οξεοβασικές ιδιότητες των χημικών ουσιών (Κεφάλαιο XII § 4). Ας συγκρίνουμε αυτήν την προσέγγιση με την προσέγγιση της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης χρησιμοποιώντας το παράδειγμα μιας αναστρέψιμης αντίδρασης ομοφάσης με νερό υδροκυανικού οξέος HCN - ένα ασθενές οξύ (στα αριστερά - σύμφωνα με την πρωτολυτική θεωρία, στα δεξιά - σύμφωνα με τη θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
Κ Κ(HCN) = Κ Γ. = = 4,93. 10 –10 mol/l |
HCN H + + CN -
Σταθερά ισορροπίας Κ Γσε αυτή την περίπτωση λέγεται σταθερά διάστασης(ή σταθερά ιοντισμού), συμβολίζεται ΠΡΟΣ ΤΗΝκαι ισούται με τη σταθερά οξύτητας στην πρωτολυτική θεωρία. Κ = 4,93. 10 –10 mol/l |
Ο βαθμός πρωτόλυσης ενός ασθενούς οξέος () στη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης ονομάζεται βαθμός διάστασης(εκτός εάν αυτή η θεωρία θεωρεί ότι η ουσία είναι οξύ).
Στην πρωτολυτική θεωρία, για να χαρακτηρίσετε μια βάση, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τη σταθερά βασικότητάς της ή μπορείτε να τα βγάλετε πέρα με τη σταθερά οξύτητας του συζυγούς οξέος. Στη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης, μόνο οι ουσίες που διασπώνται σε διάλυμα σε κατιόντα και ιόντα υδροξειδίου θεωρήθηκαν βάσεις, επομένως, για παράδειγμα, θεωρήθηκε ότι ένα διάλυμα αμμωνίας περιέχει "υδροξείδιο αμμωνίου" και αργότερα - ένυδρη αμμωνία
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
K O (NH 3) = Κ Γ .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + + OH –
Σταθερά ισορροπίας Κ Γκαι σε αυτή την περίπτωση ονομάζεται σταθερά διάστασης, που συμβολίζεται ΠΡΟΣ ΤΗΝκαι ισούται με τη σταθερά βασικότητας. Κ = 1,74. 10–5 mol/l Δεν υπάρχει έννοια συζευγμένου οξέος σε αυτή τη θεωρία. Το ιόν αμμωνίου δεν θεωρείται οξύ. Το όξινο περιβάλλον στα διαλύματα των αλάτων αμμωνίου εξηγείται με υδρόλυση. |
1,74. 10 –5 mol/l
Ακόμη μεγαλύτερες δυσκολίες στη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης προκαλούνται από την περιγραφή των βασικών ιδιοτήτων άλλων ουσιών που δεν περιέχουν υδροξύλια, για παράδειγμα, αμίνες (μεθυλαμίνη CH 3 NH 2, ανιλίνη C 6 H 5 NH 2, κ.λπ.).
Για τον χαρακτηρισμό των όξινων και βασικών ιδιοτήτων των διαλυμάτων, χρησιμοποιείται μια άλλη φυσική ποσότητα - τιμή pH(υποδεικνύεται με pH, διαβάστε "peh"). Στο πλαίσιο της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης, ο δείκτης υδρογόνου προσδιορίστηκε ως εξής:
pH = –lg
Ένας πιο ακριβής ορισμός, λαμβάνοντας υπόψη την απουσία ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα και την αδυναμία λήψης λογαριθμικών μονάδων μέτρησης:
pH = –lg()
Θα ήταν πιο σωστό να ονομαστεί αυτή η ποσότητα "οξόνιο" αντί για δείκτη υδρογόνου, αλλά αυτό το όνομα δεν χρησιμοποιείται.
Προσδιορίζεται παρόμοια με το υδρογόνο δείκτη υδροξειδίου(σημαίνει pOH, διαβάστε "pe oash").
pOH = –lg()
Σγουρές αγκύλες που υποδεικνύουν την αριθμητική τιμή μιας ποσότητας σε εκφράσεις για δείκτες υδρογόνου και υδροξειδίου πολύ συχνά δεν τοποθετούνται, ξεχνώντας ότι είναι αδύνατο να λογαριθμηθούν φυσικά μεγέθη.
Δεδομένου ότι το ιοντικό προϊόν του νερού είναι μια σταθερή τιμή όχι μόνο στο καθαρό νερό, αλλά και σε αραιά διαλύματα οξέων και βάσεων, οι δείκτες υδρογόνου και υδροξειδίου σχετίζονται:
K(H 2 O) = = 10 –14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = –14
pH + pHOH = 14
Σε καθαρό νερό = = 10-7 mol/l, επομένως, pH = pOH = 7.
Σε ένα όξινο διάλυμα (σε όξινο διάλυμα) υπάρχει περίσσεια ιόντων οξωνίου, η συγκέντρωσή τους είναι μεγαλύτερη από 10 –7 mol/l και, επομένως, το pH< 7.
Σε ένα διάλυμα βάσης (αλκαλικό διάλυμα), αντίθετα, υπάρχει περίσσεια ιόντων υδροξειδίου και, επομένως, η συγκέντρωση των ιόντων οξωνίου είναι μικρότερη από 10 –7 mol/l. σε αυτή την περίπτωση pH > 7.
20.4. Σταθερά υδρόλυσης
Στο πλαίσιο της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης, η αναστρέψιμη υδρόλυση (υδρόλυση αλάτων) θεωρείται ως ξεχωριστή διαδικασία και διακρίνονται περιπτώσεις υδρόλυσης
- άλατα μιας ισχυρής βάσης και ενός ασθενούς οξέος,
- άλατα ασθενούς βάσης και ισχυρού οξέος, καθώς και
- άλατα μιας ασθενούς βάσης και ενός ασθενούς οξέος.
Ας εξετάσουμε αυτές τις περιπτώσεις παράλληλα στο πλαίσιο της πρωτολυτικής θεωρίας και στο πλαίσιο της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης.
Αλάτι ισχυρής βάσης και ασθενούς οξέος
Ως πρώτο παράδειγμα, εξετάστε την υδρόλυση του KNO 2, ενός άλατος μιας ισχυρής βάσης και ενός ασθενούς μονοβασικού οξέος.
| K +, NO 2 - και H2O. Το NO 2 - είναι μια ασθενής βάση και το H 2 O είναι ένας αμφολύτης, επομένως, είναι δυνατή μια αναστρέψιμη αντίδραση NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - , η ισορροπία του οποίου περιγράφεται από τη σταθερά βασικότητας του νιτρώδους ιόντος και μπορεί να εκφραστεί ως σταθερά οξύτητας του νιτρώδους οξέος: Κ ο (ΝΟ 2 -) = |
Όταν αυτή η ουσία διαλύεται, διασπάται αμετάκλητα σε ιόντα K + και NO 2 -: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Με την ταυτόχρονη παρουσία ιόντων H + και NO 2 - στο διάλυμα, εμφανίζεται μια αναστρέψιμη αντίδραση H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Η ισορροπία της αντίδρασης υδρόλυσης περιγράφεται από τη σταθερά υδρόλυσης ( Kh) και μπορεί να εκφραστεί μέσω της σταθεράς διάστασης ( ΠΡΟΣ ΤΗΝε) νιτρώδες οξύ: K h = Κ γ .
= |
Όπως μπορείτε να δείτε, σε αυτή την περίπτωση η σταθερά υδρόλυσης είναι ίση με τη σταθερά βασικότητας του βασικού σωματιδίου.
Παρά το γεγονός ότι η αναστρέψιμη υδρόλυση λαμβάνει χώρα μόνο σε διάλυμα, όταν το νερό αφαιρείται «καταστέλλεται» πλήρως και, επομένως, τα προϊόντα αυτής της αντίδρασης δεν μπορούν να ληφθούν, στο πλαίσιο της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης η μοριακή εξίσωση της υδρόλυσης είναι γραπτός:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Ως άλλο παράδειγμα, εξετάστε την υδρόλυση του Na 2 CO 3 - ενός άλατος μιας ισχυρής βάσης και ενός ασθενούς διβασικού οξέος. Η λογική εδώ είναι εντελώς παρόμοια. Στο πλαίσιο και των δύο θεωριών προκύπτει η ιοντική εξίσωση:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
Στο πλαίσιο της πρωτολυτικής θεωρίας ονομάζεται εξίσωση πρωτολύσεως του ανθρακικού ιόντος και στο πλαίσιο της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης ονομάζεται ιοντική εξίσωση υδρόλυσης ανθρακικού νατρίου.
Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH
Στο πλαίσιο του TED, η σταθερά βασικότητας του ανθρακικού ιόντος ονομάζεται σταθερά υδρόλυσης και εκφράζεται μέσω της «σταθεράς διάστασης δεύτερου σταδίου του ανθρακικού οξέος», δηλαδή μέσω της σταθεράς οξύτητας του διττανθρακικού ιόντος.
Θα πρέπει να σημειωθεί ότι υπό αυτές τις συνθήκες, το HCO 3 -, ως πολύ αδύναμη βάση, πρακτικά δεν αντιδρά με το νερό, καθώς η πιθανή πρωτόλυση καταστέλλεται από την παρουσία πολύ ισχυρών σωματιδίων βάσης στο διάλυμα - ιόντα υδροξειδίου.
Αλάτι ασθενούς βάσης και ισχυρού οξέος
Ας εξετάσουμε την υδρόλυση του NH 4 Cl. Στο πλαίσιο του TED, είναι ένα άλας μιας ασθενούς βάσης ενός οξέος και ενός ισχυρού οξέος.
| Το διάλυμα αυτής της ουσίας περιέχει σωματίδια: NH4+, Cl- και H2O. Το NH 4 + είναι ένα ασθενές οξύ και το H 2 O είναι ένας αμφολύτης, επομένως, είναι δυνατή μια αναστρέψιμη αντίδραση NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , η ισορροπία του οποίου περιγράφεται από τη σταθερά οξύτητας του ιόντος αμμωνίου και μπορεί να εκφραστεί ως η σταθερά βασικότητας της αμμωνίας: ΚΚ(ΝΗ4+) = |
Όταν αυτή η ουσία διαλύεται, διασπάται μη αναστρέψιμα σε ιόντα NH 4 + και Cl -: NH 4 Cl = NH 4 + + Cl - Το νερό είναι ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης και διασπάται αναστρέψιμα: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3 . H2O Προσθέτοντας τις εξισώσεις αυτών των δύο αναστρέψιμων αντιδράσεων και εισάγοντας παρόμοιους όρους, προκύπτει η ιοντική εξίσωση της υδρόλυσης NH 4 + + H 2 O NH 3 . Η2Ο+Η+ Η ισορροπία της αντίδρασης υδρόλυσης περιγράφεται από τη σταθερά υδρόλυσης και μπορεί να εκφραστεί ως η σταθερά διάστασης της ένυδρης αμμωνίας: K h = |
Στην περίπτωση αυτή, η σταθερά υδρόλυσης είναι ίση με τη σταθερά οξύτητας του ιόντος αμμωνίου. Η σταθερά διάστασης της ένυδρης αμμωνίας είναι ίση με τη σταθερά βασικότητας της αμμωνίας.
Μοριακή εξίσωση υδρόλυσης (στο πλαίσιο του TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl
Ένα άλλο παράδειγμα μιας αντίδρασης υδρόλυσης άλατος αυτού του τύπου είναι η υδρόλυση του ZnCl2.
| Το διάλυμα αυτής της ουσίας περιέχει σωματίδια: Zn 2+ υδ, Cl- και Η2Ο. Τα ιόντα ψευδαργύρου είναι 2+ υδρογονάνθρακες και είναι αδύναμα κατιονικά οξέα και το H 2 O είναι αμφολύτης, επομένως είναι δυνατή μια αναστρέψιμη αντίδραση 2= + H 2 O + + H 3 O + , η ισορροπία του οποίου περιγράφεται από τη σταθερά οξύτητας του υδατικού σχηματισμού ψευδαργύρου και μπορεί να εκφραστεί μέσω της σταθεράς βασικότητας του ιόντος τριυδροξοζάργυρου: K K ( 2+ ) = = | Όταν αυτή η ουσία διαλύεται, διασπάται αμετάκλητα σε ιόντα Zn 2+ και Cl -: ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl - Το νερό είναι ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης και διασπάται αναστρέψιμα: H 2 O H + + OH - Με την ταυτόχρονη παρουσία ιόντων OH - και Zn 2+ στο διάλυμα, εμφανίζεται μια αναστρέψιμη αντίδραση Zn 2+ + OH - ZnOH + Προσθέτοντας τις εξισώσεις αυτών των δύο αναστρέψιμων αντιδράσεων και εισάγοντας παρόμοιους όρους, προκύπτει η ιοντική εξίσωση της υδρόλυσης Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Η ισορροπία της αντίδρασης υδρόλυσης περιγράφεται από τη σταθερά υδρόλυσης και μπορεί να εκφραστεί μέσω της «σταθεράς διάστασης του υδροξειδίου του ψευδαργύρου δεύτερου σταδίου»: K h = |
Η σταθερά υδρόλυσης αυτού του άλατος είναι ίση με τη σταθερά οξύτητας του ιόντος ψευδαργύρου και η σταθερά διάστασης του υδροξειδίου του ψευδαργύρου στο δεύτερο στάδιο είναι η σταθερά βασικότητας του ιόντος +.
Το ιόν .+ είναι ασθενέστερο οξύ από το ιόν 2+, επομένως πρακτικά δεν αντιδρά με το νερό, αφού η αντίδραση αυτή καταστέλλεται λόγω της παρουσίας ιόντων οξωνίου στο διάλυμα. Στο πλαίσιο του TED, αυτή η δήλωση ακούγεται ως εξής: «η υδρόλυση του χλωριούχου ψευδαργύρου στο δεύτερο στάδιο πρακτικά δεν συμβαίνει».
Μοριακή εξίσωση υδρόλυσης (εντός TED):
ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl.
Αλάτι ασθενούς βάσης και ασθενούς οξέος
Με εξαίρεση τα άλατα αμμωνίου, τέτοια άλατα είναι γενικά αδιάλυτα στο νερό. Επομένως, ας εξετάσουμε αυτόν τον τύπο αντίδρασης χρησιμοποιώντας κυανιούχο αμμώνιο NH 4 CN ως παράδειγμα.
| Το διάλυμα αυτής της ουσίας περιέχει σωματίδια: NH4+, CN- και H2O. Το NH 4 + είναι ένα ασθενές οξύ, το CN - είναι μια ασθενής βάση και το H 2 O είναι ένας αμφολύτης, επομένως, είναι δυνατές οι ακόλουθες αναστρέψιμες αντιδράσεις: 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) Η τελευταία αντίδραση είναι προτιμότερη γιατί, σε αντίθεση με τις δύο πρώτες, παράγει τόσο ασθενές οξύ όσο και ασθενή βάση. Είναι αυτή η αντίδραση που συμβαίνει κυρίως όταν το κυανιούχο αμμώνιο διαλύεται στο νερό, αλλά είναι αδύνατο να ανιχνευθεί αυτό με μια αλλαγή στην οξύτητα του διαλύματος. Η ελαφρά αλκαλοποίηση του διαλύματος οφείλεται στο γεγονός ότι η δεύτερη αντίδραση εξακολουθεί να είναι κάπως πιο προτιμότερη από την πρώτη, αφού η σταθερά οξύτητας του υδροκυανικού οξέος (HCN) είναι πολύ μικρότερη από τη σταθερά βασικότητας της αμμωνίας. Η ισορροπία σε αυτό το σύστημα χαρακτηρίζεται από τη σταθερά οξύτητας του υδροκυανικού οξέος, τη σταθερά βασικότητας της αμμωνίας και τη σταθερά ισορροπίας της τρίτης αντίδρασης:
Ας εκφράσουμε τη συγκέντρωση ισορροπίας του υδροκυανικού οξέος από την πρώτη εξίσωση και τη συγκέντρωση ισορροπίας της αμμωνίας από τη δεύτερη εξίσωση και ας αντικαταστήσουμε αυτές τις τιμές στην τρίτη εξίσωση. Ως αποτέλεσμα παίρνουμε
|
Όταν αυτή η ουσία διαλύεται, διασπάται μη αναστρέψιμα σε ιόντα NH 4 + και CN -: NH 4 CN = NH 4 + + CN - Το νερό είναι ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης και διασπάται αναστρέψιμα: H 2 O H + + OH - Με την ταυτόχρονη παρουσία ιόντων OH - και NH 4 + στο διάλυμα, εμφανίζεται μια αναστρέψιμη αντίδραση NH 4 + + OH - NH 3 . H2O Και με την ταυτόχρονη παρουσία ιόντων H + και CN -, εμφανίζεται μια άλλη αναστρέψιμη αντίδραση Προσθέτοντας τις εξισώσεις αυτών των τριών αναστρέψιμων αντιδράσεων και προσθέτοντας παρόμοιους όρους, προκύπτει η ιοντική εξίσωση της υδρόλυσης NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3 . H2O+HCN Η μορφή της σταθεράς υδρόλυσης σε αυτή την περίπτωση είναι η εξής: K h = Και μπορεί να εκφραστεί μέσω της σταθεράς διάστασης της ένυδρης αμμωνίας και της σταθεράς διάστασης του υδροκυανικού οξέος: K h = |
Μοριακή εξίσωση υδρόλυσης (στο πλαίσιο του TED):
NH 4 CN + H 2 O NH 3 . H2O+HCN
20.5. Σταθερά διάλυσης (προϊόν διαλυτότητας)
Η διαδικασία της χημικής διάλυσης ενός στερεού στο νερό (και όχι μόνο στο νερό) μπορεί να εκφραστεί με μια εξίσωση. Για παράδειγμα, στην περίπτωση διάλυσης χλωριούχου νατρίου:
NaCl cr + ( n+Μ)H 2 O = + + -
Αυτή η εξίσωση δείχνει ξεκάθαρα ότι ο σημαντικότερος λόγος για τη διάλυση του χλωριούχου νατρίου είναι η ενυδάτωση των ιόντων Na + και Cl -.
Σε ένα κορεσμένο διάλυμα, δημιουργείται μια ισορροπία ετεροφάσης:
NaCl cr + ( n+Μ)H 2 O + + - ,
που υπακούει στο νόμο της μαζικής δράσης. Όμως, δεδομένου ότι η διαλυτότητα του χλωριούχου νατρίου είναι αρκετά σημαντική, η έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας σε αυτή την περίπτωση μπορεί να γραφεί μόνο χρησιμοποιώντας τις δραστηριότητες ιόντων, οι οποίες δεν είναι πάντα γνωστές.
Στην περίπτωση της ισορροπίας σε ένα διάλυμα μιας ελαφρώς διαλυτής (ή πρακτικά αδιάλυτης ουσίας), η έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας σε ένα κορεσμένο διάλυμα μπορεί να γραφτεί χρησιμοποιώντας συγκεντρώσεις ισορροπίας. Για παράδειγμα, για ισορροπία σε κορεσμένο διάλυμα χλωριούχου αργύρου
AgCl cr + ( n+Μ)H 2 O + + -
Δεδομένου ότι η συγκέντρωση ισορροπίας του νερού σε ένα αραιό διάλυμα είναι σχεδόν σταθερή, μπορούμε να γράψουμε
K G (AgCl) = Κ Γ . n+Μ = .
Το ίδιο απλοποιείται
K G (AgCl) = ή κ G (AgCl) =
Η τιμή που προκύπτει ( κΔ) καλείται σταθερές ενυδάτωσης(στην περίπτωση οποιουδήποτε, και όχι μόνο υδατικού διαλύματος - σταθερές επίλυσης).
Στο πλαίσιο της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης, η ισορροπία σε διάλυμα AgCl γράφεται ως εξής:
AgCl cr Ag + + Cl –
Η αντίστοιχη σταθερά ονομάζεται προϊόν διαλυτότηταςκαι προσδιορίζεται με τα γράμματα PR.
PR(AgCl) =
Ανάλογα με την αναλογία κατιόντων και ανιόντων στη μονάδα τύπου, η έκφραση για τη σταθερά επιδιαλυτότητας (προϊόν διαλυτότητας) μπορεί να είναι διαφορετική, για παράδειγμα:
Οι τιμές των σταθερών ενυδάτωσης (προϊόντα διαλυτότητας) ορισμένων ελάχιστα διαλυτών ουσιών δίνονται στο Παράρτημα 15.
Γνωρίζοντας το προϊόν διαλυτότητας, είναι εύκολο να υπολογιστεί η συγκέντρωση μιας ουσίας σε ένα κορεσμένο διάλυμα. Παραδείγματα:
1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-
PR(BaSO 4) = 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.
Εάν, κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης, εμφανίζονται στο διάλυμα ιόντα που αποτελούν μέρος μιας κακώς διαλυτής ουσίας, τότε, γνωρίζοντας το προϊόν της διαλυτότητας αυτής της ουσίας, είναι εύκολο να προσδιοριστεί εάν θα καταβυθιστεί.
Παραδείγματα:
1. Θα σχηματιστεί ίζημα υδροξειδίου του χαλκού όταν προστεθούν 100 ml διαλύματος υδροξειδίου του ασβεστίου 0,01 Μ σε ίσο όγκο διαλύματος θειικού χαλκού 0,001 Μ;
Cu 2+ + 2OH - Cu(OH) 2
Ένα ίζημα υδροξειδίου του χαλκού σχηματίζεται εάν το προϊόν των συγκεντρώσεων των ιόντων Cu 2+ και ΟΗ- είναι μεγαλύτερο από το προϊόν της διαλυτότητας αυτού του κακώς διαλυτού υδροξειδίου. Μετά τη συγχώνευση διαλυμάτων ίσου όγκου, ο συνολικός όγκος του διαλύματος θα γίνει διπλάσιος από τον όγκο καθενός από τα αρχικά διαλύματα, επομένως η συγκέντρωση καθεμιάς από τις αντιδρώντες ουσίες (πριν από την έναρξη της αντίδρασης) θα μειωθεί στο μισό. Συγκέντρωση ιόντων χαλκού στο προκύπτον διάλυμα
c(Cu 2+) = (0,001 mol/l) : 2 = 0,0005 mol/l.
Συγκέντρωση ιόντων υδροξειδίου -
c(OH -) = (2. 0.01 mol/l): 2 = 0.01 mol/l.
Προϊόν διαλυτότητας υδροξειδίου του χαλκού
PR = 2 = 5,6. 10–20 mol 3 /l 3.
c(Cu 2+) . ( ντο(ΟΗ -)) 2 = 0,0005 mol/l. (0,01 mol/l) 2 = 5. 10 –8 mol 3 /l 3.
Το προϊόν των συγκεντρώσεων είναι μεγαλύτερο από το προϊόν της διαλυτότητας, επομένως, θα σχηματιστεί ένα ίζημα.
2. Θα σχηματιστεί ίζημα θειικού αργύρου όταν συνδυάζονται ίσοι όγκοι διαλύματος θειικού νατρίου 0,02 Μ και διαλύματος νιτρικού αργύρου 0,04 Μ;
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Συγκέντρωση ιόντων αργύρου στο προκύπτον διάλυμα
c(Ag +) = (0,04 mol/l): 2 = 0,02 mol/l.
Συγκέντρωση θειικών ιόντων στο προκύπτον διάλυμα
c(SO 4 2-) = (0,02 mol/l): 2 = 0,01 mol/l.
Προϊόν διαλυτότητας θειικού αργύρου
PR(Ag 2 SO 4) = 2. = 1,2. 10 –5 mol 3 /l 3.
Προϊόν των συγκεντρώσεων ιόντων σε διάλυμα
{ντο(Ag +)) 2. ντο(SO 4 2-) = (0,02 mol/l) 2. 0,01 mol/l = 4. 10 –6 mol 3 /l 3.
Το προϊόν των συγκεντρώσεων είναι μικρότερο από το προϊόν της διαλυτότητας, επομένως, δεν σχηματίζεται ίζημα.
20.6. Βαθμός μετατροπής (βαθμός πρωτόλυσης, βαθμός διάστασης, βαθμός υδρόλυσης)
Η αποτελεσματικότητα μιας αντίδρασης συνήθως αξιολογείται με τον υπολογισμό της απόδοσης του προϊόντος της αντίδρασης (ενότητα 5.11). Ταυτόχρονα, η αποτελεσματικότητα της αντίδρασης μπορεί επίσης να εκτιμηθεί προσδιορίζοντας ποιο μέρος της πιο σημαντικής (συνήθως της πιο ακριβής) ουσίας μετατράπηκε στο προϊόν-στόχο της αντίδρασης, για παράδειγμα, ποιο μέρος του SO 2 μετατράπηκε σε SO 3 κατά την παραγωγή θειικού οξέος, δηλαδή βρε βαθμό μετατροπήςαρχική ουσία.
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
το χλώριο (αντιδραστήριο) μετατρέπεται εξίσου σε χλωριούχο κάλιο και σε υποχλωριώδες κάλιο. Σε αυτή την αντίδραση, ακόμη και με 100% απόδοση KClO, ο βαθμός μετατροπής του χλωρίου σε αυτό είναι 50%.
Η ποσότητα που γνωρίζετε - ο βαθμός πρωτόλυσης (ενότητα 12.4) - είναι μια ειδική περίπτωση του βαθμού μετατροπής:
Στο πλαίσιο του TED καλούνται παρόμοιες ποσότητες βαθμός διάστασηςοξέα ή βάσεις (ονομάζονται επίσης ως βαθμός πρωτολύσεως). Ο βαθμός διάστασης σχετίζεται με τη σταθερά διάστασης σύμφωνα με τον νόμο αραίωσης του Ostwald.
Στο πλαίσιο της ίδιας θεωρίας, η ισορροπία υδρόλυσης χαρακτηρίζεται από βαθμό υδρόλυσης (η), και χρησιμοποιούνται οι ακόλουθες εκφράσεις που το συσχετίζουν με την αρχική συγκέντρωση της ουσίας ( Με) και σταθερές διάστασης ασθενών οξέων (K HA) και ασθενών βάσεων που σχηματίζονται κατά την υδρόλυση ( κ MOH):
Η πρώτη έκφραση ισχύει για την υδρόλυση ενός άλατος ενός ασθενούς οξέος, η δεύτερη - άλατα μιας ασθενούς βάσης και η τρίτη - άλατα ενός ασθενούς οξέος και μιας ασθενούς βάσης. Όλες αυτές οι εκφράσεις μπορούν να χρησιμοποιηθούν μόνο για αραιά διαλύματα με βαθμό υδρόλυσης όχι μεγαλύτερο από 0,05 (5%).
Νόμος δράσης μάζας, αντιδράσεις ομοφάσης, αντιδράσεις ετεροφάσης, αντιδράσεις στερεάς φάσης, σταθερά αυτοπρωτόλυσης (ιονικό προϊόν), σταθερά διάστασης (ιονισμού), βαθμός διάστασης (ιονισμού), δείκτης υδρογόνου, δείκτης υδροξειδίου, σταθερά υδρόλυσης, σταθερά διαλυτοποίησης (προϊόν διαλυτότητας ), βαθμός μετατροπής .
- Να αναφέρετε τους παράγοντες που μετατοπίζουν τη χημική ισορροπία και αλλάζουν τη σταθερά ισορροπίας.
- Ποιοι παράγοντες σας επιτρέπουν να μετατοπίσετε τη χημική ισορροπία χωρίς να αλλάξετε τη σταθερά ισορροπίας;
- Είναι απαραίτητο να παρασκευαστεί ένα διάλυμα που περιέχει 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl και 0,24 mol K 2 SO 4 σε 1 λίτρο. Πώς να το κάνετε αυτό έχοντας στη διάθεσή σας μόνο χλωριούχο νάτριο, χλωριούχο κάλιο και θειικό νάτριο;
- Προσδιορίστε τον βαθμό πρωτόλυσης οξικών, υδροκυανικών και νιτρικών οξέων σε δεκαμοριακά, εκατοστομοριακά και χιλιοστογραμμομοριακά διαλύματα.
- Ο βαθμός πρωτόλυσης του βουτυρικού οξέος σε διάλυμα 0,2 Μ είναι 0,866%. Προσδιορίστε τη σταθερά οξύτητας αυτής της ουσίας.
- Σε ποια συγκέντρωση διαλύματος ο βαθμός πρωτόλυσης του νιτρώδους οξέος θα είναι ίσος με 0,2;
- Πόσο νερό πρέπει να προστεθεί σε 300 ml διαλύματος οξικού οξέος 0,2 M ώστε να διπλασιαστεί ο βαθμός όξινης πρωτόλυσης;
- Προσδιορίστε το βαθμό πρωτόλυσης του υποβρωμίου οξέος αν το διάλυμά του έχει pH = 6. Ποια είναι η συγκέντρωση του οξέος σε αυτό το διάλυμα;
- Η τιμή του pH του διαλύματος είναι 3. Για αυτό, ποια πρέπει να είναι η συγκέντρωση α) νιτρικού, β) οξικού οξέος;
- Πώς πρέπει να μεταβάλλεται η συγκέντρωση α) ιόντων οξωνίου, β) ιόντων υδροξειδίου σε ένα διάλυμα, ώστε η τιμή του pH του διαλύματος να αυξάνεται κατά ένα;
- Πόσα ιόντα οξωνίου περιέχονται σε 1 ml διαλύματος σε pH = 12;
- Πώς θα αλλάξει η τιμή του pH του νερού εάν προστεθούν 0,4 g NaOH σε 10 λίτρα;
- Υπολογίστε τις συγκεντρώσεις των ιόντων οξωνίου και υδροξειδίου, καθώς και τις τιμές των δεικτών υδρογόνου και υδροξειδίου στα ακόλουθα υδατικά διαλύματα: α) Διάλυμα HCl 0,01 M. β) 0,01 Μ διάλυμα CH 3 COOH. γ) Διάλυμα NaOH 0,001 Μ. δ) Διάλυμα NH 3 0,001 Μ.
- Χρησιμοποιώντας τις τιμές των προϊόντων διαλυτότητας που δίνονται στο παράρτημα, προσδιορίστε τη συγκέντρωση και το κλάσμα μάζας των διαλυμένων ουσιών σε διάλυμα α) χλωριούχου αργύρου, β) θειικού ασβεστίου, γ) φωσφορικού αργιλίου.
- Προσδιορίστε τον όγκο του νερού που απαιτείται για τη διάλυση του θειικού βαρίου βάρους 1 g στους 25 o C.
- Ποια είναι η μάζα του αργύρου που υπάρχει σε μορφή ιόντων σε 1 λίτρο διαλύματος βρωμιούχου αργύρου κορεσμένου στους 25 o C;
- Ποιος όγκος διαλύματος θειούχου αργύρου κορεσμένου στους 25 o C περιέχει 1 mg διαλυμένης ουσίας;
- Θα σχηματιστεί ίζημα εάν προστεθεί ίσος όγκος διαλύματος KCl 0,4 M σε διάλυμα Pb(NO 3) 2 0,05 M;
- Προσδιορίστε εάν θα σχηματιστεί ίζημα μετά από έκχυση 5 ml διαλύματος CdCl 2 0,004 M και 15 ml διαλύματος KOH 0,003 M.
- Οι ακόλουθες ουσίες είναι διαθέσιμες στη διάθεσή σας: NH 3, KHS, Fe, Al(OH) 3, CaO, NaNO 3, CaCO 3, N 2 O 5, LiOH, Na 2 SO 4. 10Η2Ο, Mg(OH)Cl, Na, Ca(NO 2) 2. 4Η2Ο, ZnO, NaI. 2H 2 O, CO 2, N 2, Ba(OH) 2. 8Η2Ο, AgNO3. Για καθεμία από αυτές τις ουσίες, απαντήστε στις ακόλουθες ερωτήσεις σε ξεχωριστή κάρτα:
1) Ποιος είναι ο τύπος δομής αυτής της ουσίας υπό κανονικές συνθήκες (μοριακές ή μη μοριακές);
2) Σε ποια κατάσταση συσσωμάτωσης βρίσκεται αυτή η ουσία σε θερμοκρασία δωματίου;
3) Τι είδους κρυστάλλους σχηματίζει αυτή η ουσία;
4) Περιγράψτε τον χημικό δεσμό σε αυτή την ουσία.
5) Σε ποια κατηγορία ανήκει αυτή η ουσία σύμφωνα με την παραδοσιακή ταξινόμηση;
6) Πώς αλληλεπιδρά αυτή η ουσία με το νερό; Εάν διαλυθεί ή αντιδράσει, δώστε τη χημική εξίσωση. Μπορούμε να αντιστρέψουμε αυτή τη διαδικασία; Αν το κάνουμε, τότε υπό ποιες προϋποθέσεις; Ποια φυσικά μεγέθη μπορούν να χαρακτηρίσουν την κατάσταση ισορροπίας σε αυτή τη διαδικασία; Εάν μια ουσία είναι διαλυτή, πώς μπορεί να αυξηθεί η διαλυτότητά της;
7) Είναι δυνατή η αντίδραση αυτής της ουσίας με υδροχλωρικό οξύ; Αν είναι δυνατόν, τότε υπό ποιες προϋποθέσεις; Δώστε την εξίσωση της αντίδρασης. Γιατί εμφανίζεται αυτή η αντίδραση; Είναι αναστρέψιμο; Αν είναι αναστρέψιμο, τότε υπό ποιες συνθήκες; Πώς θα αυξηθεί η απόδοση σε αυτή την αντίδραση; Τι θα αλλάξει εάν χρησιμοποιηθεί ξηρό υδροχλώριο αντί για υδροχλωρικό οξύ; Να δώσετε την αντίστοιχη εξίσωση αντίδρασης.
8) Είναι δυνατή η αντίδραση αυτής της ουσίας με διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου; Αν είναι δυνατόν, τότε υπό ποιες προϋποθέσεις; Δώστε την εξίσωση της αντίδρασης. Γιατί εμφανίζεται αυτή η αντίδραση; Είναι αναστρέψιμο; Αν είναι αναστρέψιμο, τότε υπό ποιες συνθήκες; Πώς θα αυξηθεί η απόδοση σε αυτή την αντίδραση; Τι αλλάζει εάν χρησιμοποιείτε ξηρό NaOH αντί για διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου; Να δώσετε την αντίστοιχη εξίσωση αντίδρασης.
9) Δώστε όλες τις μεθόδους που σας είναι γνωστές για τη λήψη αυτής της ουσίας.
10) Δώστε όλα τα ονόματα αυτής της ουσίας που είναι γνωστά σε εσάς.
Όταν απαντάτε σε αυτές τις ερωτήσεις, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε οποιαδήποτε βιβλιογραφία αναφοράς.
