Üldjuhul, vastavalt Bronsted-Lowry protolüütilisele teooriale, on võrrandi (4.2) kohaselt nõrga monoprootse happe dissotsiatsiooniks:
Tõeline termodünaamiline konstant TO see tasakaal saab olema
kus kõik tegevused on tasakaalus. Kujutagem ette seda suhet kujul:
Tähistagem, nagu ka eelmisel juhul, kahe konstandi korrutist TO ja a(H2O) kuni (H2O) = konst T= konst. Siis
või ligikaudu:
kus kõik kontsentratsioonid on tasakaalus. Siin on väärtus TO A helistas happe dissotsiatsiooni (ionisatsiooni) konstant või lihtsalt happesuse konstant.
Paljude nõrkade hapete arvväärtused TO A on väga väikesed, nii et suuruse asemel TO A kohaldada tugevusnäidik (või lihtsalt indikaator):
rK A =- lg TO A .
Rohkem TO A(st mida vähem lk TO A ), mida tugevam on hape.
Olgu ühealuselise happe HB algkontsentratsioon võrdne selle dissotsiatsiooni (ionisatsiooni) astmega lahuses. Siis on ioonide [Н 3 О + ] ja [В - ] tasakaalukontsentratsioonid [Н 3 О + ] = [В - ] = αс A , happe tasakaalukontsentratsioon [HB] = Koos A - α Koos A = Koos A(1 - α). Asendades need tasakaalukontsentratsioonide väärtused tasakaalukonstandi (4.10) avaldisesse, saame:
Kui keskendumise asemel Koos A kasutada selle pöördvõrdelist V- lahjendus (lahjendus), väljendatud l/mol, V=1/Koos A , siis valem TO A näeb välja selline:
See seos ja ka väljend
kirjeldada Ostwaldi lahjendusseadus (või lahjendusseadus) nõrga binaarse elektrolüüdi jaoks. A1 juures (tüüpiline juhtum paljudes analüütilistes süsteemides)
On lihtne näidata, et üldiselt nõrga elektrolüüdi mis tahes koostisega K n A m korral, mis laguneb ioonideks vastavalt skeemile
K n A m = P TO t+ +t A n -
Ostwaldi lahjendusseadust kirjeldab seos
Kus Koos- nõrga elektrolüüdi, näiteks nõrga happe algkontsentratsioon. Niisiis, ortofosforhappe H 3 PO 4 jaoks (P = 3,
T= 1), mis vastavalt skeemile laguneb täielikult ioonideks
.
Binaarse elektrolüüdi puhul on seos (4.11). A1 jaoks on meil:
Leiame ühealuselise happe NV lahuse tasakaalu pH väärtuse. Vesinikuioonide tasakaalukontsentratsioon
Kasutades tähistust ja saame:
pH = 0,5 (r TO A+lk Koos A). (4.12)
Seega on nõrga monoprootse happe lahuse pH tasakaalu arvutamiseks vaja teada selle happe happesuse konstanti TO A ja selle esialgne kontsentratsioon Koos A .
Arvutame 0,01 mol/l algkontsentratsiooniga äädikhappe lahuse pH.
Toatemperatuuril äädikhappe jaoks TO A = 1,74·10 -5 ja lk TO A = 4,76.
Valemi (4.12) järgi võime kirjutada:
pH = 0,5 (lk TO A+lk Koos A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
Sarnase kaalutluse võib läbi viia ka mis tahes nõrga lahenduse tasakaalu suhtes mitmealuseline happed.
Polüaluselised happed dissotsieeruvad ioonideks järk-järgult, mitmes etapis, millest igaüht iseloomustab oma tasakaalukonstant astmeline happe dissotsiatsioonikonstant. Näiteks ortoboorhappe lahustes luuakse H 3 BO 3 tasakaalud (konstantsed väärtused on antud temperatuuril 25 ° C):
H 3 VO 3 + H 2 O = H 3 O + +, TO 1
= 
H 2 O = H 3 O + +, TO 2
= 
H 2 O = H 3 O + +, TO 3 =
Iga järgneva etapi happe dissotsiatsioonikonstant on väiksem kui eelmise etapi dissotsiatsioonikonstant – tavaliselt mitme suurusjärgu võrra.
Kõigi järkjärguliste dissotsiatsioonikonstantide korrutis on võrdne kogu happe dissotsiatsioonikonstandiga K:
TO 1 TO 2 ...TO P =K.
Seega on lihtne näha, et ortoboorhappe väärtus
TO 1
TO 2
TO 3
=K= 
on olemas täielik happe dissotsiatsioonikonstant vastavalt skeemile:
4.3.2 Nõrkade aluste lahuste aluselisuskonstant ja pH
Vastavalt Brønsted-Lowry hapete ja aluste protolüütilisele teooriale võime üldiselt ühehappelise nõrga aluse B ioniseerimiseks vesilahustes kirjutada:
B + H 2 O = HB + + OH -
Kui aluse ionisatsiooniaste on a1, võib selle keemilise tasakaalu konstandiks võtta kontsentratsioonikonstandi
Toimides sarnaselt eelmisele, saame:
TO = =K b = konst millal T= konst
kui kahe konstandi korrutis TO=konst ja [H2O] = konst.
Nimetagem kogust K b , võrdne seega
K b = , (4.13)
nõrga ühehappelise aluse dissotsiatsiooni (ionisatsiooni) konstantvõilihtsalt põhilisuse konstant see alus ja suurusjärk
lk K b = K b ,
Aluselisuse konstandi tugevusnäitaja (või lihtsalt indikaator).
Vastavalt Ostwaldi lahjendusseadusele vaadeldaval juhul (sarnaselt seosega (4.11))
K b =,
kus on ühehappelise nõrga aluse ionisatsiooniaste ja selle algkontsentratsioon. Kuna nõrga aluse jaoks a1, siis
Leiame vaadeldava monohappealuse vesilahuse tasakaalulise pH väärtuse toatemperatuuril. Vastavalt valemile (4.7) on meil:
pH = p TO w - pOH = 14 - pOH.
Määrame väärtuse pOH = [OH - ]. Ilmselgelt
[OH-] = = 
Kasutades indikaatoreid pOH = [OH - ], lk TO b =K b Ja
p = , saame: pOH = 0,5 (p TO b+ p). Asendades selle avaldise ülaltoodud pH valemiga, jõuame seoseni
pH = 14 - pOH = 14 - 0,5 (lk TO b+ p).
Seega saab nõrga ühehappelise aluse lahuse tasakaalu pH väärtuse arvutada valemi (4.15) abil:
pH = 14-0,5 (lk TO b+ p). (4.15)
Arvutame pH 0,01 mol/l ammoniaagi vesilahuses, mille jaoks toatemperatuuril TO b= ja lk TO b = 4,76.
Ammoniaagi vesilahuses saavutatakse tasakaal:
mis on enamasti nihutatud vasakule, nii et ammoniaagi ionisatsiooniaste on . Seetõttu võite pH väärtuse arvutamiseks kasutada seost (4.15):
pH = 14-0,5 (lk TO b+ p) =
Sarnase kaalutluse võib läbi viia iga nõrga inimese puhul polühape põhjustel. Tõsi, selle tulemuseks on tülikamad väljendid.
Nõrgad polühappealused, nagu ka nõrgad mitmealuselised happed, dissotsieeruvad astmeliselt ja igal dissotsiatsiooniastmel on ka oma aluse astmeline dissotsiatsioonikonstant – astmeline aluselisuskonstant.
Näiteks pliihüdroksiid Pb(OH) 2 laguneb vesilahustes ioonideks kahes etapis:
Samad tasakaalud saab kirjutada ka muul viisil, järgides (protolüütilise teooria raames) aluse kui prootonit siduva aine definitsiooni, antud juhul võttes selle vastu veemolekulilt:
Astmelise aluselisuskonstandid saab esitada järgmisel kujul:
Selle näidatud tasakaalude registreerimisega eeldatakse, et veemolekulist pärit prooton läheb hüdroksüülrühma, moodustades veemolekuli (), mille tulemusena suureneb veemolekulide arv plii (II) aatomi läheduses. suureneb ühe võrra ja plii (II) aatomiga seotud hüdroksüülrühmade arv ), väheneb samuti ühe võrra igal dissotsiatsioonietapil.
Töö TO 1 TO 2 =K=[Pb2+][OH-]2/[Pb(OH)2] =
2.865, kus TO- summaarne dissotsiatsioonikonstant vastavalt skeemile
või mõne muu kirja pandud skeemi järgi
mis lõpuks viib sama tulemuseni.
Teine näide on orgaaniline alus etüleendiamiin, mis ioniseerub vesilahuses kahes etapis. Esimene aste:
Teine etapp:
Töö 
-
täielik dissotsiatsioonikonstant. See vastab tasakaalule
Tasakaalukonstantide arvväärtused on toodud ülalpool toatemperatuuri kohta.
Nagu mitmealuseliste hapete puhul, on nõrga polühappealuse korral iga järgneva etapi dissotsiatsioonikonstant tavaliselt mitu suurusjärku väiksem kui eelmise etapi dissotsiatsioonikonstant.
Tabelis Tabelis 4.2 on toodud mõnede nõrkade hapete ja aluste happesuse ja aluselisuse konstantide arvväärtused.
Tabel 4.2. Tõelised termodünaamilised ionisatsioonikonstandid mõnede hapete ja aluste vesilahustes.
TO A- konstantne happesus, TO b- aluselisuskonstant,
TO 1 - esimese sammu dissotsiatsioonikonstant,
TO 2
- dissotsiatsioonikonstant teise sammu jaoks jne.
| Nõrkade hapete dissotsiatsioonikonstandid |
||
| Hape | TO A | R TO A=-lg TO A |
| Lämmastikku sisaldav Aminoäädikhape Benzoinaya Boor (ortoboor) Tetraboric Protolüütiliste reaktsioonide tüübid. MU "Lahendused" lk 52-55 Vee autoprotolüüs. Vee ioonne saadus.MU "Lahendused"» lk 56 Väike osa veemolekulidest on alati ioonses olekus, kuigi tegemist on väga nõrga elektrolüüdiga. Vee ioniseerimist ja edasist dissotsiatsiooni, nagu juba mainitud, kirjeldatakse happe-aluse disproportsiooni ehk autoprotolüüsi protolüütilise reaktsiooni võrrandiga. Vesi on väga nõrk elektrolüüt, seetõttu on moodustunud konjugeeritud hape ja konjugeeritud alus tugevad. Seetõttu nihutatakse selle protolüütilise reaktsiooni tasakaal vasakule. Selle tasakaalu konstant K on võrdne = Veeioonide kontsentratsiooni × korrutise kvantitatiivne väärtus on vee ioonne saadus. See on võrdne: × = K võrdne. × 2 = 1 × 10–14 Seega: KH 2O = × = 10–14 või lihtsustatud KH 2O = × = 10–14 KH2O on vee ioonprodukt, vee autoprotolüüsi konstant või lihtsalt vee konstant. KH2O sõltub temperatuurist. See suureneb temperatuuri tõustes. Keemiliselt puhtas vees = = = 1×10 – 7. See on neutraalne keskkond. Lahus võib sisaldada > – keskkond on happeline või< – среда щелочная = ; = pH väärtus Lahuste happesuse kvantitatiivseks väljendamiseks kasutage vesinikioonide kontsentratsiooni indikaator pH. Vesinikuindeks on väärtus, mis võrdub vabade vesinikuioonide kontsentratsiooni negatiivse kümnendlogaritmiga lahuses. pH = – log ⇒ = 10 – pH Neutraalses keskkonnas pH = 7 Happelise pH juures< 7 Leeliselise pH väärtusega > 7 Söötme aluselisuse iseloomustamiseks kasutatakse hüdroksüülindikaatorit pOH рОН = – log [ОH - ] ⇒ [ОH - ] = 10 – рОН pH + pOH = 14 Þ pH = 14 – pOH ja pOH = 14 – pH Valemid hapete ja aluste lahuste pH arvutamiseks. pH = – log
Arvutage HCl lahuse pH, mille С(HCl) = 0,1 mol/l selle täieliku dissotsiatsiooni tingimustes. C(HCl) = 0,1 mol/l; pH = – log 0,1 = 1 2. Tugevad alused: [OH - ] \u003d C (1/z alused) Arvutage samadel tingimustel NaOH lahuse pH. C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10–13; pH = – log 10 – 13 = 13 3. Nõrgad happed Arvutage 0,5 mol/l molaarse kontsentratsiooniga äädikhappe lahuse pH. CH 3COOH-le \u003d 1,8 × 10 - 5. 3 × 10-3 pH \u003d - lg 3 × 10 - 3 \u003d 2,5 4. Nõrgad alused Arvutage 0,2 mol/l molaarse kontsentratsiooniga ammoniaagilahuse pH. K NH 3 \u003d 1,76 × 10 - 5 1,88 × 10 – 3 0,53 × 10 – 11; pH \u003d - lg 0,53 × 10 - 11 \u003d 11,3 5. C (H +) \u003d [H +] \u003d 10 - pH pH = 7 juures [H+] = 10-7 PH määramiseks on erinevaid meetodeid: indikaatorite ja ionomeerseadmete kasutamine. PH väärtus keemiliste reaktsioonide ja biokeemiliste protsesside jaoks kehas. Paljud reaktsioonid nõuavad kindlas suunas kulgemiseks rangelt määratletud pH väärtust. Tavaliselt on terves kehas enamiku bioloogiliste vedelike keskkonna reaktsioon neutraalsele lähedane. Veri – 7,4 Sülg – 6,6 Soolemahl – 6,4 Sapp – 6,9 Uriin – 5,6 Maomahl: a) rahuolekus – 7,3 b) seedimise seisundis – 1,5-2 PH kõrvalekaldumisel normist on diagnostiline (haiguse definitsioon) ja prognostiline (haiguse kulg) tähendus. Atsidoos on pH nihkumine happelisele poolele, pH langeb, vesinikioonide kontsentratsioon suureneb. Alkaloos on pH nihkumine aluselisesse piirkonda, pH tõuseb ja vesinikioonide kontsentratsioon väheneb. Vere pH ajutine kõrvalekalle normist kümnendiku võrra toob kaasa tõsiseid häireid organismis. Vere pH pikaajalised kõrvalekalded võivad lõppeda surmaga. Vere pH kõrvalekalded võivad olla 6,8–8; muutused väljaspool seda vahemikku mis tahes suunas ei sobi kokku eluga. Kombineeritud ja isoleeritud protolüütilised tasakaalud. Protolüütilised protsessid on pöörduvad reaktsioonid. Protolüütiline tasakaal nihkub nõrgemate hapete ja aluste moodustumise suunas. Neid võib pidada erineva tugevusega aluste vaheliseks võistluseks prootoni omamise nimel. Nad räägivad isoleeritud ja kombineeritud tasakaalust. Kui mitu samaaegselt eksisteerivat tasakaalu on üksteisest sõltumatud, nimetatakse neid isoleeritud. Tasakaalu nihe ühes neist ei too kaasa teise tasakaaluasendi muutumist. Kui tasakaalu muutus ühes neist toob kaasa tasakaalu muutuse teises, siis räägime kombineeritud (konjugeeritud, konkureerivatest) tasakaaludest. Kombineeritud tasakaaluga süsteemides on domineeriv protsess, mida iseloomustab tasakaalukonstandi suurem väärtus. Valdav on teine protsess, sest selle tasakaalukonstant on suurem kui esimese protsessi tasakaalukonstant. Tasakaal teises protsessis nihkub suuremal määral paremale, sest metüülamiin on tugevam alus kui ammoniaak, NH 4 + on tugevam hape kui CH 3 NH 3 +. Järeldus: Tugevam alus pärsib nõrgema aluse ionisatsiooni. Seetõttu, kui ammoniaagi ja metüülamiini segule lisatakse väike kogus vesinikkloriidhapet, toimub protoneerimisel peamiselt metüülamiin. Ja veel: tugevaim hape pärsib nõrkade hapete ionisatsiooni. Niisiis pärsib maomahlas leiduv vesinikkloriidhape äädikhappe (kaasas toiduga) või atsetüülsalitsüülhappe (ravim) ionisatsiooni. ______________________________________________________________
Seega selle teooria kohaselt Hape on igasugune aine, mille molekulid (ka ioonid) on võimelised loovutama prootonit, s.t. olla prootoni doonor; Alus on iga aine, mille molekulid (ka ioonid) on võimelised siduma prootonit, s.t. olla prootonite vastuvõtja; Amfolüüt on mis tahes aine, mis on nii prootonite doonor kui ka aktseptor. See teooria selgitab mitte ainult neutraalsete molekulide, vaid ka ioonide happe-aluse omadusi. Prootonist loobuv hape muutub aluseks, mis on selle happe konjugaat. Mõisted "hape" ja "alus" on suhtelised mõisted, kuna samadel osakestel – molekulidel või ioonidel – võivad olenevalt partnerist olla nii aluselised kui ka happelised omadused. Protolüütilises tasakaalus moodustuvad happe-aluse paarid. Prootoniteooria järgi ei peeta hüdrolüüsi, ionisatsiooni ja neutraliseerimise reaktsioone eriliseks nähtuseks, vaid neid peetakse tavapäraseks prootonite ülekandumiseks happest alusele. Osake A tekkis pärast vesinikuiooni eraldamist | ||
| nimetatakse antud happega konjugeeritud aluseks, sest. see on võimeline H + iooni enda külge uuesti siduma. | ||
| Protolüütilise teooria kohaselt võivad happed ja alused olla kolme tüüpi: neutraalsed, anioonsed ja katioonsed. Esimesed on neutraalsed molekulid, mis on võimelised loovutama või siduma H + iooni, näiteks: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (happed); NH3, CH3-O-CH3 (alused). Anioonsed alused ja happed on negatiivselt laetud ioonid, näiteks: HSO 4 –, HPO 4 2–, HS – (happed); OH – , Cl – , NO 3 – (alused). Rollis katioonsed alused ja happed ilmuvad positiivselt laetud ioonid, näiteks: NH 4 +, H 3 O + (happed); H 2 N–NH 3 +, H 2 N–(CH 2) 2 –NH 3 + (alused). Paljudel osakestel (nii molekulidel kui ioonidel) on amfoteersed omadused, s.t. olenevalt tingimustest võivad nad toimida nii happe kui alusena, näiteks: H 2 O, NH 3, HSO 4 –, H 2 N–NH 3 + jne. Neid ühendeid nimetatakse amfiprootseteks või amfolüütideks. Kuigi Brønsted-Lowry teoorial on Arrheniuse teooriast arenenum, on sellel ka teatud puudusi ja see ei ole kõikehõlmav. Seega ei kehti see paljude ainete puhul, millel on happe funktsioon, kuid mis ei sisalda H + ioone, näiteks: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3 jne. | ||
kus: K a – happesuse konstant; K p – tasakaalukonstant.
Hape on seal tugevam, seda suurem on happesuse konstant. Sageli kasutatakse pKa väärtusi. Mida väiksem on pKa väärtus, seda tugevam on hape.
pK a = -logK a
Näiteks fenooli pKa = 10, etanooli pKa = 16. See tähendab, et fenool on kuus suurusjärku (miljonit korda) tugevam hape kui etüülalkohol.
Aluselisust saab väljendada pK b kaudu.
rKb = 14 - pKa
Oluline on meeles pidada, et vee pKa = 15,7. Kõik ained, mille pKa on suurem kui vees, ei suuda vesilahustes avaldada happelisi omadusi. Vesi kui tugevam hape pärsib nõrgemate hapete dissotsiatsiooni. Kuna enamikul orgaanilistel ühenditel on happelised omadused, mis on kordades nõrgemad kui vee omad, on nende happesuse hindamiseks välja töötatud polarograafiline lähenemine (I.P. Beletskaja et al.). See võimaldab teil hinnata happesust kuni pKa = 50, kuigi väga nõrkade hapete pKa väärtusi saab hinnata ainult väga ligikaudselt.
Happesuse kvalitatiivne hindamine nii sarnase struktuuriga ainete seerias kui ka erinevate klasside ühendite puhul on äärmiselt oluline. Happe võime prootonit loovutada on seotud tekkiva aniooni stabiilsusega. Mida stabiilsem on saadud anioon, seda väiksem on selle kalduvus prootonit tagasi püüda ja neutraalseks molekuliks muutuda. Aniooni suhtelise stabiilsuse hindamisel tuleb arvesse võtta mitmeid tegureid.
Prootonit loovutava aatomi olemus. Mida kergemini aatom prootonit kaotab, seda suurem on tema elektronegatiivsus ja polariseeritavus. Seetõttu väheneb hapete seerias dissotsieerumisvõime järgmiselt:
S-H>O-H>-N-H>C-H
See seeria vastab suurepäraselt perioodilisustabelist tuntud aatomite omadustele.
Keskkonna mõju. Kui võrreldakse struktuurilt sarnaseid aineid, tehakse hindamine prootoni loovutanud aatomi elektrontiheduse võrdlemise teel. Kõik struktuursed tegurid, mis aitavad kaasa laengu vähenemisele, stabiliseerivad aniooni ja laengu suurenemine destabiliseerivad seda. Seega kõik aktseptorid suurendavad happesust, kõik doonorid vähendavad seda.
See juhtub sõltumata sellest, milline elektronide ülekande mõju (induktiivne või mesomeerne) vastutab elektronide tiheduse ümberjaotamise eest.
lahendusefekt. Solvatatsioon (interaktsioon lahusti molekulidega) suurendab aniooni stabiilsust, mis on tingitud liigse elektrontiheduse ümberjaotumisest aniooni ja lahusti molekulide vahel. Üldiselt on muster järgmine:
· mida polaarsem on lahusti, seda tugevam on lahustuvus;
· mida väiksem on ioon, seda paremini see lahustub.
Aluselisus Brønstedi järgi on aine võime anda oma elektronpaar interaktsiooniks prootoniga. Reeglina on need ained, mis sisaldavad molekulis lämmastiku-, hapniku- ja väävliaatomeid.
Mida nõrgem on põhitsenter elektronide paari, seda suurem on aluselisus. Järjest
R 3 -N>R 2O>R 2S
aluselisus väheneb. Seda jada on lihtne meeles pidada, kasutades märguandereeglit “NOS”.
Brønstedi aluste vahel on seos: anioonid on tugevamad alused kui vastavad neutraalsed molekulid. Näiteks hüdroksiidi anioon (-OH) on tugevam alus kui vesi (H2O). Kui alus interakteerub prootoniga, võivad moodustuda ooniumi katioonid:
· R 3 O + - oksooniumi katioon;
· NR4 + - ammooniumkatioon;
· R 3 S + - sulfooniumi katioon.
Sarnase struktuuriga ainete aluselisuse kvalitatiivne hindamine toimub happesuse hindamisega sama loogika alusel, kuid vastupidise märgiga.
Seetõttu vähendavad kõik aktseptor-asendajad oma aluselisust ja kõik doonor-asendajad suurendavad aluselisust.
Lewise happed ja alused
Lewise alused on elektronpaari doonorid, nagu ka Brønstedi alused.
Lewise hapete määratlus erineb märgatavalt tavalisest (Brønstedi järgi). Lewise hape on mis tahes molekul või ioon, millel on vaba orbitaal, mida saab interaktsiooni tulemusena täita elektronpaariga. Kui Brønstedi järgi on hape prootoni doonor, siis Lewise järgi on prooton ise (H +) hape, kuna selle orbitaal on tühi. Lewise happeid on palju: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 jne. Lewise teooria võimaldab paljusid reaktsioone kirjeldada happe-aluse interaktsioonidena. Näiteks:
Sageli osalevad reaktsioonides Lewise hapetega alustena orgaanilised ühendid, mis dooneerivad paari p-elektroneid:
Orgaanilises keemias aktsepteeritakse järgmist:
· kui kasutatakse terminit “hape”, tähendab see Brønstedi hapet;
· kui terminit “hape” kasutatakse Lewise tähenduses, öeldakse “Lewise hape”.
Loeng nr 5
Süsivesinikud
Alkaanid
· Homoloogsed seeriad, nomenklatuur, isomeeria, alküülradikaalid. Alkaani molekulide elektrooniline struktuur, sp 3 -hübridisatsioon, s-side. C-C ja C-H sidemete pikkused, sideme nurgad, sideme energiad. Orgaaniliste ainete ruumiline isomeeria. Sp 3 -hübridiseeritud süsinikuaatomitega molekulide ruumilise struktuuri kujutamise meetodid. Alkaanide spektraalsed omadused. Alkaanide füüsikalised omadused ja nende muutuste mustrid homoloogses reas.
Alkaanid (küllastunud atsüklilised ühendid, parafiinid)
Alkaanid on avatud aatomiahelaga süsivesinikud, mis vastavad valemile C n H 2 n+2, kus süsinikuaatomid on omavahel seotud ainult σ sidemetega.
Mõiste "küllastunud" tähendab, et iga süsinik sellise aine molekulis on seotud maksimaalse võimaliku arvu aatomitega (neli aatomit).
Metaani struktuuri kirjeldatakse üksikasjalikult loengus nr 2.
Isomerism, nomenklatuur
Homoloogilise seeria kolm esimest liiget (metaan, etaan ja propaan) eksisteerivad ühe struktuurse isomeerina. Alates butaanist kasvab isomeeride arv kiiresti: pentaanil on kolm, dekaanil (C 10 H 22) aga juba 75 isomeeri.
Peatükk 20. Keemilise tasakaalu kvantitatiivne kirjeldus
20.1. Massitegevuse seadus
Massimõju seadusega tutvusite pöörduvate keemiliste reaktsioonide tasakaalu uurides (9. peatükk, § 5). Pöörduva reaktsiooni jaoks meenutage seda konstantsel temperatuuril
a A+ b B d D+ f Fmassimõju seadust väljendab võrrand
Teate, et massimõju seaduse rakendamisel on oluline teada, millises agregatsiooniseisundis reaktsioonis osalevad ained paiknevad. Kuid mitte ainult: oluline on faaside arv ja suhe antud keemilises süsteemis. Faaside arvu järgi jagunevad reaktsioonid homofaasiline, Ja heterofaasiline. Heterofaasiliste hulgas on tahke faas reaktsioonid.
| Homofaasiline reaktsioon– keemiline reaktsioon, milles kõik osalejad on samas faasis. |
See faas võib olla gaaside segu (gaasfaas) või vedel lahus (vedelfaas). Sel juhul on kõik reaktsioonis osalevad osakesed (A, B, D ja F) võimelised sooritama kaootilist liikumist üksteisest sõltumatult ning pöörduv reaktsioon toimub kogu reaktsioonisüsteemi mahu ulatuses. Ilmselgelt võivad sellised osakesed olla kas gaasiliste ainete molekulid või molekulid või ioonid, mis moodustavad vedeliku. Pöörduvate homofaasiliste reaktsioonide näideteks on ammoniaagi sünteesi reaktsioonid, kloori põlemine vesinikus, ammoniaagi ja vesiniksulfiidi reaktsioon vesilahuses jne.
Kui vähemalt üks reaktsioonis osalev aine on teistest ainetest erinevas faasis, toimub pöörduv reaktsioon ainult piirpinnal ja seda nimetatakse heterofaasiliseks reaktsiooniks.
| Heterofaasiline reaktsioon– keemiline reaktsioon, mille osalised on erinevates faasides. |
Pöörduvad heterofaasilised reaktsioonid hõlmavad reaktsioone, mis hõlmavad gaasilisi ja tahkeid aineid (näiteks kaltsiumkarbonaadi lagunemine), vedelaid ja tahkeid aineid (näiteks baariumsulfaadi lahusest sadestumine või tsingi reaktsioon vesinikkloriidhappega), aga ka gaasilisi reaktsioone. ja vedelad ained.
Heterofaasiliste reaktsioonide erijuht on tahkefaasilised reaktsioonid, st reaktsioonid, milles kõik osalejad on tahked ained.
Tegelikult kehtib võrrand (1) iga pöörduva reaktsiooni kohta, olenemata sellest, millisesse loetletud rühmadesse see kuulub. Kuid heterofaasilises reaktsioonis on ainete tasakaalukontsentratsioonid rohkem järjestatud faasis konstantsed väärtused ja neid saab kombineerida tasakaalukonstandiga (vt 9. peatükk, § 5).
Niisiis, heterofaasilise reaktsiooni jaoks
a A g + b B kr d D g + f F krmassitegevuse seadust väljendab seos
Selle seose tüüp sõltub sellest, millised reaktsioonis osalevad ained on tahkes või vedelas olekus (vedel, kui ülejäänud ained on gaasid).
Massimõju seaduse avaldistes (1) ja (2) tähistavad nurksulgudes olevad molekulide või ioonide valemid nende osakeste tasakaalukontsentratsiooni gaasis või lahuses. Sel juhul ei tohiks kontsentratsioonid olla kõrged (mitte üle 0,1 mol/l), kuna need suhted kehtivad ainult ideaalsete gaaside ja ideaallahuste puhul. (Kõrgete kontsentratsioonide korral jääb kehtima massi toime seadus, kuid kontsentratsiooni asemel on vaja kasutada mõnda muud füüsikalist suurust (nn aktiivsus), mis arvestab gaasi või lahuse osakeste omavahelisi vastasmõjusid. Aktiivsus ei ole proportsionaalne kontsentratsiooniga).
Massimõju seadus ei kehti mitte ainult pöörduvate keemiliste reaktsioonide puhul, sellele alluvad ka paljud pöörduvad füüsikalised protsessid, näiteks üksikute ainete faasidevahelised tasakaalud nende üleminekul ühest agregatsiooniolekust teise. Seega saab aurustumise pöörduvat protsessi - vee kondenseerumist väljendada võrrandiga
H 2 O f H 2 O g
Selle protsessi jaoks saame kirjutada tasakaalukonstandi võrrandi:
Saadud seos kinnitab eelkõige teile füüsikast teadaolevat väidet, et õhuniiskus sõltub temperatuurist ja rõhust.
20.2. Autoprotolüüsi konstant (ioonne saadus)
Teine teile tuntud massitegevuse seaduse rakendus on autoprotolüüsi kvantitatiivne kirjeldus (X peatükk § 5). Kas tead, et puhas vesi on homofaasi tasakaalus?
2H 2 OH 3 O + + OH -
mille kvantitatiivseks kirjeldamiseks saame kasutada massitegevuse seadust, mille matemaatiline avaldis on autoprotolüüsi konstant(ioonprodukt) veest
Autoprotolüüs on iseloomulik mitte ainult veele, vaid ka paljudele teistele vedelikele, mille molekulid on omavahel ühendatud vesiniksidemetega, näiteks ammoniaak, metanool ja vesinikfluoriid:
| 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - | K(NH3) = 1,91. 10 –33 (–50 o С juures); |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | K(CH30H) = 4,90. 10–18 (25 o C juures); |
| 2HF H 2 F + + F - | K(HF) = 2,00. 10–12 (0 o C juures). |
Nende ja paljude teiste ainete puhul on teada autoprotolüüsi konstandid, mida teatud keemiliste reaktsioonide jaoks lahusti valimisel arvestatakse.
Autoprotolüüsi konstandi tähistamiseks sageli kasutatav sümbol on K S.
Autoprotolüüsi konstant ei sõltu teooriast, mille raames autoprotolüüsi käsitletakse. Vastupidi, tasakaalukonstantide väärtused sõltuvad aktsepteeritud mudelist. Kontrollime seda, võrreldes vee autoprotolüüsi kirjeldust vastavalt protolüütilisele teooriale (veerg vasakul) ja vananenud, kuid siiski laialt levinud elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria järgi (veerg paremal):
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria kohaselt eeldati, et veemolekulid dissotsieeruvad (lagunevad) osaliselt vesinikioonideks ja hüdroksiidioonideks. Teooria ei selgitanud selle "lagunemise" põhjuseid ega mehhanismi. Nimetust "autoprotolüüsi konstant" kasutatakse tavaliselt protolüütilises teoorias ja "ioonprodukti" kasutatakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teoorias.
20.3. Happesuse ja aluselisuse konstandid. pH väärtus
Massimõju seadust kasutatakse ka erinevate ainete happe-aluseliste omaduste kvantitatiivseks iseloomustamiseks. Protolüütilises teoorias kasutatakse selleks happesuse ja aluselisuse konstante ning elektrolüütilise dissotsiatsiooni teoorias - dissotsiatsioonikonstandid.
Te juba teate, kuidas protolüütiline teooria seletab keemiliste ainete happe-aluselisi omadusi (XII peatükk § 4). Võrrelgem seda lähenemist elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria lähenemisviisiga, kasutades vesiniktsüaniidhappe HCN - nõrga happe - pöörduva homofaasilise reaktsiooni näidet (vasakul - protolüütilise teooria järgi, paremal - teooria järgi elektrolüütiline dissotsiatsioon):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
K K(HCN) = K C. = = 4,93. 10 –10 mol/l |
HCN H + + CN –
Tasakaalukonstant K C sel juhul nimetatakse seda dissotsiatsioonikonstant(või ionisatsioonikonstant), tähistatud TO ja on võrdne protolüütilise teooria happesuse konstandiga. K = 4,93. 10 –10 mol/l |
Nõrga happe () protolüüsi astet elektrolüütilise dissotsiatsiooni teoorias nimetatakse dissotsiatsiooni aste(kui see teooria ei käsitle ainet happena).
Protolüütilises teoorias võite aluse iseloomustamiseks kasutada selle aluselisuskonstanti või saate läbi konjugeeritud happe happesuse konstandi. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teoorias peeti alusteks ainult lahuses katioonideks ja hüdroksiidioonideks dissotsieeruvaid aineid, seetõttu eeldati näiteks, et ammoniaagilahus sisaldab "ammooniumhüdroksiidi" ja hiljem - ammoniaakhüdraati.
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
K O (NH3) = K C .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + + OH –
Tasakaalukonstant K C ja sel juhul nimetatakse dissotsiatsioonikonstandiks, tähistatakse TO ja on võrdne aluselisuskonstandiga. K = 1,74. 10–5 mol/l Selles teoorias ei ole konjugeeritud happe mõistet. Ammooniumiooni ei peeta happeks. Ammooniumisoolade lahuste happeline keskkond on seletatav hüdrolüüsiga. |
1.74. 10 –5 mol/l
Veelgi keerulisem on elektrolüütilise dissotsiatsiooni teoorias kirjeldada teiste hüdroksüüle mittesisaldavate ainete, näiteks amiinide (metüülamiin CH 3 NH 2, aniliin C 6 H 5 NH 2 jne) põhiomadusi.
Lahuste happeliste ja aluseliste omaduste iseloomustamiseks kasutatakse teist füüsikalist suurust - pH väärtus(näidatud pH-ga, loe "peh"). Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria raames määrati vesiniku indeks järgmiselt:
pH = –lg
Täpsem määratlus, võttes arvesse vesinikioonide puudumist lahuses ja logaritmiliste mõõtühikute võtmise võimatust:
pH = –lg()
Õigem oleks seda suurust nimetada pigem "oksooniumiks" kui vesinikuindeksiks, kuid seda nimetust ei kasutata.
Määratakse sarnaselt vesinikuga hüdroksiidi indeks(tähistatud pOH, loe "pe oash").
pOH = –lg()
Väga sageli jäetakse vesiniku ja hüdroksiidi indikaatorite avaldistes suuruse arvväärtust tähistavad kõverad sulud paigutamata, unustades, et füüsikalisi suurusi on võimatu logariteerida.
Kuna vee ioonsaadus on konstantne väärtus mitte ainult puhtas vees, vaid ka hapete ja aluste lahjendatud lahustes, on vesiniku ja hüdroksiidi näitajad omavahel seotud:
K(H2O) = = 10–14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = –14
pH + pOH = 14
Puhtas vees = = 10–7 mol/l, seega pH = pOH = 7.
Happelahuses (happelises lahuses) on oksooniumioonide liig, nende kontsentratsioon on suurem kui 10–7 mol/l ja seega ka pH< 7.
Aluslahuses (leeliselahuses) on seevastu hüdroksiidioonide liig ja seetõttu on oksooniumioonide kontsentratsioon alla 10–7 mol/l; sel juhul pH > 7.
20.4. Hüdrolüüsi konstant
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria raames käsitletakse pöörduvat hüdrolüüsi (soolade hüdrolüüsi) eraldi protsessina ja eristatakse hüdrolüüsi juhtumeid.
- tugeva aluse ja nõrga happe soolad,
- nõrga aluse ja tugeva happe soolad, samuti
- nõrga aluse ja nõrga happe soolad.
Vaatleme neid juhtumeid paralleelselt protolüütilise teooria ja elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria raames.
Tugeva aluse ja nõrga happe sool
Esimese näitena vaadelgem tugeva aluse ja nõrga ühealuselise happe soola KNO 2 hüdrolüüsi.
| K+, NO 2- ja H2O. NO 2 - on nõrk alus ja H2O on amfolüüt, seetõttu on võimalik pöörduv reaktsioon NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - , mille tasakaalu kirjeldatakse nitritiooni aluselisuskonstandiga ja seda saab väljendada lämmastikhappe happesuse konstandiga: K o (NO 2 -) = |
Kui see aine lahustub, dissotsieerub see pöördumatult K + ja NO 2 - ioonideks: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - H + ja NO 2 - ioonide samaaegsel esinemisel lahuses toimub pöörduv reaktsioon H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Hüdrolüüsireaktsiooni tasakaalu kirjeldatakse hüdrolüüsikonstandiga ( Kh) ja seda saab väljendada dissotsiatsioonikonstandi kaudu ( TO e) dilämmastikhape: K h = Kc .
= |
Nagu näete, on hüdrolüüsikonstant sel juhul võrdne alusosakese aluselisuskonstandiga.
Hoolimata asjaolust, et pöörduv hüdrolüüs toimub ainult lahuses, "surutakse" vee eemaldamisel see täielikult alla ja seetõttu ei saa selle reaktsiooni saadusi saada, on elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria raames hüdrolüüsi molekulaarvõrrand. kirjutatud:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Teise näitena vaatleme Na 2 CO 3 hüdrolüüsi - tugeva aluse ja nõrga kahealuselise happe soola. Arutluskäik on siin täiesti sarnane. Mõlema teooria raames saadakse ioonvõrrand:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
Protolüütilise teooria raames nimetatakse seda karbonaadiooni protolüüsi võrrandiks ja elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria raames naatriumkarbonaadi hüdrolüüsi ioonvõrrandiks.
Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH
TED-i raames nimetatakse karbonaadiooni aluselisuskonstanti hüdrolüüsikonstandiks ja seda väljendatakse "süsihappe teise astme dissotsiatsioonikonstandi" kaudu, see tähendab vesinikkarbonaadi iooni happesuse konstandi kaudu.
Tuleb märkida, et sellistes tingimustes HCO 3 -, olles väga nõrk alus, praktiliselt ei reageeri veega, kuna võimalikku protolüüsi pärsib väga tugevate aluseosakeste - hüdroksiidioonide - olemasolu lahuses.
Nõrga aluse ja tugeva happe sool
Vaatleme NH 4 Cl hüdrolüüsi. TED raames on tegemist nõrga ühehappelise aluse ja tugeva happe soolaga.
| Selle aine lahus sisaldab osakesi: NH4+, Cl- ja H2O. NH 4 + on nõrk hape ja H 2 O on amfolüüt, seetõttu on võimalik pöörduv reaktsioon NH4+ + H2O NH3 + H3O+, mille tasakaalu kirjeldab ammooniumiooni happesuskonstant ja seda saab väljendada ammoniaagi aluselisuskonstandiga: KK(NH4+) = |
Kui see aine lahustub, dissotsieerub see pöördumatult NH 4 + ja Cl - ioonideks: NH 4 Cl = NH 4 + + Cl - Vesi on nõrk elektrolüüt ja dissotsieerub pöörduvalt: H 2 O H + + OH - NH4 + + OH - NH3. H2O Lisades nende kahe pöörduva reaktsiooni võrrandid ja tuues sarnased terminid, saame ioonhüdrolüüsi võrrandi NH4+ + H2ONH3. H2O+H+ Hüdrolüüsireaktsiooni tasakaalu kirjeldatakse hüdrolüüsikonstandiga ja seda saab väljendada ammoniaakhüdraadi dissotsiatsioonikonstandiga: K h = |
Sel juhul on hüdrolüüsikonstant võrdne ammooniumiooni happesuse konstandiga. Ammoniaagi hüdraadi dissotsiatsioonikonstant on võrdne ammoniaagi aluselisuskonstandiga.
Hüdrolüüsi molekulaarvõrrand (TED raames): NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl
Teine näide seda tüüpi soolade hüdrolüüsi reaktsioonist on ZnCl2 hüdrolüüs.
| Selle aine lahus sisaldab osakesi: Zn 2+ aq, Cl - ja H2O. Tsingiioonid on akvakaalid 2+ ja nõrgad katioonhapped ning H 2 O on amfolüüt, seetõttu on võimalik pöörduv reaktsioon 2 = + H 2 O + + H 3 O +, mille tasakaalu kirjeldab tsingivee happesuse konstant ja seda saab väljendada triakvahüdroksotsingi iooni aluselisuskonstandiga: K K ( 2+ ) = = | Kui see aine lahustub, dissotsieerub see pöördumatult Zn 2+ ja Cl - ioonideks: ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl - Vesi on nõrk elektrolüüt ja dissotsieerub pöörduvalt: H 2 O H + + OH - OH - ja Zn 2+ ioonide samaaegsel esinemisel lahuses toimub pöörduv reaktsioon Zn 2+ + OH - ZnOH + Lisades nende kahe pöörduva reaktsiooni võrrandid ja tuues sarnased terminid, saame ioonhüdrolüüsi võrrandi Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Hüdrolüüsireaktsiooni tasakaalu kirjeldatakse hüdrolüüsikonstandiga ja seda saab väljendada "tsinkhüdroksiidi dissotsiatsioonikonstandiga teises etapis": K h = |
Selle soola hüdrolüüsikonstant on võrdne tsingi vesilahuse happesuse konstandiga ja tsinkhüdroksiidi dissotsiatsioonikonstant teises etapis on võrdne + iooni aluselisuskonstandiga.
.+ ioon on nõrgem hape kui 2+ ioon, mistõttu ta praktiliselt ei reageeri veega, kuna see reaktsioon pärsib oksooniumioonide olemasolu lahuses. TED-i raames kõlab see väide järgmiselt: "tsinkkloriidi hüdrolüüs teises etapis praktiliselt ei lähe" .
Hüdrolüüsi molekulaarvõrrand (TED-i piires):
ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl.
Nõrga aluse ja nõrga happe sool
Välja arvatud ammooniumisoolad, on sellised soolad üldiselt vees lahustumatud. Seetõttu vaatleme seda tüüpi reaktsiooni, kasutades näitena ammooniumtsüaniidi NH4CN.
| Selle aine lahus sisaldab osakesi: NH4+, CN- ja H2O. NH 4 + on nõrk hape, CN - on nõrk alus ja H 2 O on amfolüüt, seetõttu on võimalikud järgmised pöörduvad reaktsioonid: 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) Eelistatav on viimane reaktsioon, kuna erinevalt kahest esimesest tekib see nii nõrga happe kui ka nõrga aluse korral. See reaktsioon toimub valdavalt siis, kui ammooniumtsüaniidi lahustatakse vees, kuid seda on võimatu tuvastada lahuse happesuse muutumisega. Lahuse kerge leelistamine on tingitud asjaolust, et teine reaktsioon on siiski mõnevõrra eelistatum kui esimene, kuna vesiniktsüaniidhappe (HCN) happesuse konstant on palju väiksem kui ammoniaagi aluselisuskonstant. Selle süsteemi tasakaalu iseloomustavad vesiniktsüaniidhappe happesuse konstant, ammoniaagi aluselisuse konstant ja kolmanda reaktsiooni tasakaalukonstant:
Avaldame vesiniktsüaniidhappe tasakaalukontsentratsiooni esimesest võrrandist ja ammoniaagi tasakaalukontsentratsiooni teisest võrrandist ning asendame need väärtused kolmanda võrrandiga. Selle tulemusena saame
|
Kui see aine lahustub, dissotsieerub see pöördumatult NH 4 + ja CN - ioonideks: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - Vesi on nõrk elektrolüüt ja dissotsieerub pöörduvalt: H 2 O H + + OH - OH - ja NH 4 + ioonide samaaegsel esinemisel lahuses toimub pöörduv reaktsioon NH4 + + OH - NH3. H2O Ja H + ja CN - ioonide samaaegsel esinemisel toimub veel üks pöörduv reaktsioon Lisades nende kolme pöörduva reaktsiooni võrrandid ja lisades sarnased liikmed, saame hüdrolüüsi ioonvõrrandi NH4 + + CN - + H2O NH3. H2O + HCN Hüdrolüüsikonstandi vorm on sel juhul järgmine: K h = Ja seda saab väljendada ammoniaakhüdraadi dissotsiatsioonikonstandi ja vesiniktsüaniidhappe dissotsiatsioonikonstandiga: K h = |
Hüdrolüüsi molekulaarvõrrand (TED raames):
NH4CN + H2ONH3. H2O + HCN
20.5. Solvatatsioonikonstant (lahustuvuse korrutis)
Tahke aine keemilise lahustumise protsessi vees (ja mitte ainult vees) saab väljendada võrrandiga. Näiteks naatriumkloriidi lahustamisel:
NaCl cr + ( n+m)H 2 O = + + -
See võrrand näitab selgelt, et naatriumkloriidi lahustumise kõige olulisem põhjus on Na + ja Cl - ioonide hüdratatsioon.
Küllastunud lahuses saavutatakse heterofaasi tasakaal:
NaCl cr + ( n+m)H 2 O + + - ,
mis järgib massitegevuse seadust. Kuid kuna naatriumkloriidi lahustuvus on üsna märkimisväärne, saab tasakaalukonstandi avaldise sel juhul kirjutada ainult ioonide aktiivsuse abil, mis pole alati teada.
Vähelahustuva (või praktiliselt lahustumatu) aine lahuses valitseva tasakaalu korral saab küllastunud lahuse tasakaalukonstandi avaldise kirjutada tasakaalukontsentratsioone kasutades. Näiteks hõbekloriidi küllastunud lahuses tasakaalu saavutamiseks
AgCl cr + ( n+m)H 2 O + + -
Kuna vee tasakaalukontsentratsioon lahjendatud lahuses on peaaegu konstantne, võime kirjutada
K G (AgCl) = K C . n+m = .
Sama on lihtsustatud
K G (AgCl) = või K G(AgCl) =
Saadud väärtus ( K D) nimetatakse hüdratatsioonikonstandid(mis tahes, mitte ainult vesilahuste puhul - lahendamiskonstandid).
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria raames kirjutatakse AgCl lahuses tasakaal järgmiselt:
AgCl cr Ag + + Cl –
Vastavat konstanti nimetatakse lahustuvusprodukt ja seda tähistatakse tähtedega PR.
PR(AgCl) =
Sõltuvalt katioonide ja anioonide vahekorrast valemiühikus võib solvatatsioonikonstandi (lahustuvusprodukti) avaldis olla erinev, näiteks:
Mõnede halvasti lahustuvate ainete hüdratatsioonikonstantide (lahustuvusproduktide) väärtused on toodud 15. lisas.
Teades lahustuvuskorrutist, on lihtne arvutada aine kontsentratsiooni küllastunud lahuses. Näited:
1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-
PR(BaS04) = = 1,8. 10–10 mol 2 /l 2.
c(BaSO4) = = = = 
= 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.
Kui keemilise reaktsiooni käigus ilmuvad lahusesse ioonid, mis on osa halvasti lahustuvast ainest, siis on selle aine lahustuvuse korrutist teades lihtne kindlaks teha, kas see sadestub.
Näited:
1. Kas vaskhüdroksiidi sade moodustub, kui 100 ml 0,01 M kaltsiumhüdroksiidi lahust lisatakse võrdsele mahule 0,001 M vasksulfaadi lahusele?
Cu 2+ + 2OH - Cu (OH) 2
Kui Cu 2+ ja OH - ioonide kontsentratsioonide korrutis on suurem kui selle halvasti lahustuva hüdroksiidi lahustuvuse korrutis, tekib vaskhüdroksiidi sade. Pärast võrdse mahuga lahuste ühendamist muutub lahuse kogumaht kaks korda suuremaks kui iga alglahuse maht, mistõttu iga reageeriva aine kontsentratsioon (enne reaktsiooni algust) väheneb poole võrra. Vase ioonide kontsentratsioon saadud lahuses
c(Cu2+) = (0,001 mol/l): 2 = 0,0005 mol/l.
Hüdroksiidi ioonide kontsentratsioon -
c(OH-) = (2,0,01 mol/l): 2 = 0,01 mol/l.
Vaskhüdroksiidi lahustuvusprodukt
PR \u003d 2 = 5.6. 10–20 mol 3 /l 3.
c(Cu2+). ( c(OH-)) 2 = 0,0005 mol/l. (0,01 mol/l) 2 = 5. 10–8 mol 3 /l 3.
Kontsentratsiooni korrutis on suurem kui lahustuvuse korrutis, seetõttu tekib sade.
2. Kas 0,02 M naatriumsulfaadi lahuse ja 0,04 M hõbenitraadi lahuse ühendamisel tekib hõbesulfaadi sade?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Hõbedaioonide kontsentratsioon saadud lahuses
c(Ag+) = (0,04 mol/l): 2 = 0,02 mol/l.
Sulfaadioonide kontsentratsioon saadud lahuses
c(SO42-) = (0,02 mol/l): 2 = 0,01 mol/l.
Hõbesulfaadi lahustuvusprodukt
PR(Ag2S04) = 2. = 1,2. 10–5 mol 3 /l 3.
Ioonide kontsentratsioonide korrutis lahuses
{c(Ag +)) 2. c(SO 4 2-) = (0,02 mol/l) 2. 0,01 mol/l = 4. 10–6 mol 3 /l 3.
Kontsentratsioonide korrutis on väiksem kui lahustuvuse korrutis, mistõttu sadet ei teki.
20.6. Konversiooni aste (protolüüsi aste, dissotsiatsiooni aste, hüdrolüüsi aste)
Reaktsiooni efektiivsust hinnatakse tavaliselt reaktsioonisaaduse saagise arvutamise teel (jaotis 5.11). Samas saab reaktsiooni efektiivsust hinnata ka selle järgi, milline osa kõige olulisemast (tavaliselt kõige kallimast) ainest muutus sihtreaktsioonisaaduseks, näiteks milline osa SO 2-st muutus SO 3-ks. väävelhappe tootmise käigus, st leida konversiooni aste algne aine.
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
kloor (reaktiiv) muudetakse võrdselt kaaliumkloriidiks ja kaaliumhüpokloritiks. Selles reaktsioonis on isegi 100% KClO saagise korral kloori muundumisaste selleks 50%.
Kogus, mida te teate – protolüüsi aste (jaotis 12.4) – on konversiooniastme erijuht:
TED raames nimetatakse sarnaseid suurusi dissotsiatsiooni aste happed või alused (nimetatakse ka protolüüsi astmeks). Dissotsiatsiooniaste on Ostwaldi lahjendusseaduse järgi seotud dissotsiatsioonikonstandiga.
Sama teooria raames iseloomustatakse hüdrolüüsi tasakaalu hüdrolüüsi aste (h), kasutades järgmisi väljendeid, mis seostavad seda aine algkontsentratsiooniga ( Koos) ja hüdrolüüsi käigus tekkinud nõrkade hapete (K HA) ja nõrkade aluste dissotsiatsioonikonstandid ( K MOH):
Esimene väljend kehtib nõrga happe soola hüdrolüüsi kohta, teine nõrga aluse soola ja kolmas nõrga happe ja nõrga aluse soola kohta. Kõiki neid väljendeid saab kasutada ainult lahjendatud lahuste puhul, mille hüdrolüüsiaste ei ületa 0,05 (5%).
Massi toimeseadus, homofaasilised reaktsioonid, heterofaasilised reaktsioonid, tahkefaasilised reaktsioonid, autoprotolüüsi konstant (ioonne produkt), dissotsiatsiooni (ionisatsiooni) konstant, dissotsiatsiooni (ionisatsiooni) aste, vesiniku indeks, hüdroksiidi indeks, hüdrolüüsi konstant, solvatatsioonikonstant (lahustuvusprodukt), konversiooniaste .
- Loetlege tegurid, mis nihutavad keemilist tasakaalu ja muudavad tasakaalukonstanti.
- Millised tegurid võimaldavad keemilist tasakaalu nihutada ilma tasakaalukonstanti muutmata?
- On vaja valmistada lahus, mis sisaldab 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl ja 0,24 mol K 2 SO 4 1 liitris. Kuidas seda teha, kui teie käsutuses on ainult naatriumkloriid, kaaliumkloriid ja naatriumsulfaat?
- Määrake äädik-, vesiniktsüaniid- ja lämmastikhappe protolüüsi aste detsimolaarsetes, tsentomolaarsetes ja millimolaarsetes lahustes.
- Võihappe protolüüsiaste 0,2 M lahuses on 0,866%. Määrake selle aine happesuse konstant.
- Millise lahuse kontsentratsiooni korral on lämmastikhappe protolüüsiaste 0,2?
- Kui palju vett tuleb lisada 300 ml 0,2 M äädikhappe lahusele, et happe protolüüsi aste kahekordistuks?
- Määrake hüpobromhappe protolüüsi aste, kui selle lahuse pH on 6. Kui suur on happe kontsentratsioon selles lahuses?
- Lahuse pH väärtus on 3. Kui suur peaks selleks olema a) lämmastik-, b) äädikhappe kontsentratsioon?
- Kuidas tuleks a) oksooniumioonide, b) hüdroksiidioonide kontsentratsiooni lahuses muuta, et lahuse pH väärtus tõuseks ühe võrra?
- Mitu oksooniumiooni sisaldab 1 ml lahust pH = 12 juures?
- Kuidas muutub vee pH väärtus, kui 10 liitrile lisada 0,4 g NaOH-d?
- Arvutage oksooniumi- ja hüdroksiidioonide kontsentratsioonid, samuti vesiniku ja hüdroksiidi indikaatorite väärtused järgmistes vesilahustes: a) 0,01 M HCl lahus; b) 0,01 M CH3COOH lahus; c) 0,001 M NaOH lahus; d) 0,001 M NH3 lahus.
- Kasutades lisas toodud lahustuvusproduktide väärtusi, määrake lahustunud ainete kontsentratsioon ja massiosa a) hõbekloriidi, b) kaltsiumsulfaadi, c) alumiiniumfosfaadi lahuses.
- Määratakse 1 g baariumsulfaadi lahustamiseks 25 o C juures vee maht.
- Kui suur on hõbeda mass ioonidena 1 liitris 25 o C juures küllastunud hõbebromiidi lahuses?
- Millises mahus 25 o C juures küllastunud hõbesulfiidi lahust sisaldab 1 mg lahustunud ainet?
- Kas sade moodustub, kui 0,05 M Pb(NO 3) 2 lahusele lisatakse võrdne maht 0,4 M KCl lahust?
- Pärast 5 ml 0,004 M CdCl 2 lahuse ja 15 ml 0,003 M KOH lahuse valamist tehke kindlaks, kas sade moodustub.
- Teie käsutuses on järgmised ained: NH 3, KHS, Fe, Al(OH) 3, CaO, NaNO 3, CaCO 3, N 2 O 5, LiOH, Na 2 SO 4. 10H20, Mg(OH)Cl, Na, Ca(NO2)2. 4H20, ZnO, NaI. 2H2O, CO2, N2, Ba(OH)2. 8H20, AgNO3. Iga aine kohta vastake eraldi kaardil järgmistele küsimustele:
1) Milline on selle aine struktuur tavatingimustes (molekulaarne või mittemolekulaarne)?
2) Millises agregatsiooniseisundis on see aine toatemperatuuril?
3) Mis tüüpi kristalle see aine moodustab?
4) Kirjeldage selle aine keemilist sidet.
5) Millisesse klassi see aine traditsioonilise klassifikatsiooni järgi kuulub?
6) Kuidas see aine veega suhtleb? Kui see lahustub või reageerib, esitage keemiline võrrand. Kas me saame selle protsessi tagasi pöörata? Kui teeme, siis mis tingimustel? Millised füüsikalised suurused võivad iseloomustada selle protsessi tasakaaluseisundit? Kui aine on lahustuv, kuidas saab selle lahustuvust suurendada?
7) Kas seda ainet on võimalik vesinikkloriidhappega reageerida? Kui võimalik, siis mis tingimustel? Esitage reaktsioonivõrrand. Miks see reaktsioon tekib? Kas see on pöörduv? Kui see on pöörduv, siis millistel tingimustel? Kuidas selle reaktsiooni saagis suureneb? Mis muutub, kui vesinikkloriidhappe asemel kasutatakse kuiva vesinikkloriidi? Esitage vastav reaktsioonivõrrand.
8) Kas seda ainet on võimalik reageerida naatriumhüdroksiidi lahusega? Kui võimalik, siis mis tingimustel? Esitage reaktsioonivõrrand. Miks see reaktsioon tekib? Kas see on pöörduv? Kui see on pöörduv, siis millistel tingimustel? Kuidas selle reaktsiooni saagis suureneb? Mis muutub, kui kasutada naatriumhüdroksiidi lahuse asemel kuiva NaOH-d? Esitage vastav reaktsioonivõrrand.
9) Esitage kõik teile teadaolevad meetodid selle aine saamiseks.
10) Esitage selle aine kõik teile teadaolevad nimed.
Nendele küsimustele vastamisel võite kasutada mis tahes teatmekirjandust.
