Në rastin e përgjithshëm, në përputhje me teorinë protolitike Bronsted-Lowry, sipas ekuacionit (4.2) kemi për disociimin e një acidi monoprotik të dobët:
Konstanta e vërtetë termodinamike TE ky bilanc do të jetë
ku të gjitha aktivitetet janë ekuilibër. Le ta imagjinojmë këtë raport në formën:
Le të shënojmë, si në rastin e mëparshëm, produktin e dy konstanteve TE dhe a(H 2 O) përmes (H 2 O) = konst në T= konst. Pastaj
ose afërsisht:
ku të gjitha përqendrimet janë ekuilibër. Këtu është vlera TE A thirrur konstante e disociimit (jonizimit) acid ose thjesht konstante aciditeti.
Për shumë acide të dobëta vlerat numerike TE A janë shumë të vogla, kështu që në vend të madhësisë TE A aplikoni treguesi i forcës (ose thjesht treguesi):
rK A =- lg TE A .
Më shumë TE A(d.m.th., aq më pak p TE A ), aq më i fortë është acidi.
Le të jetë përqendrimi fillestar i acidit monobazik HB i barabartë me shkallën e shpërbërjes (jonizimit) të tij në tretësirë. Atëherë përqendrimet e ekuilibrit të joneve [H 3 O + ] dhe [B - ] do të jenë të barabarta me [H 3 O + ] = [B - ] = as A , një përqendrim acidi ekuilibër [НВ] = Me A - α Me A = Me A(1 - α). Duke zëvendësuar këto vlera të përqendrimeve të ekuilibrit në shprehjen për konstantën e ekuilibrit (4.10), marrim:
Nëse në vend të përqendrimit Me A përdor anasjelltas të saj V- hollimi (hollimi), i shprehur në l/mol, V=1/Me A , pastaj formula për TE A do të duket si:
Kjo lidhje dhe gjithashtu shprehja
përshkruajnë Ligji i hollimit i Ostwald (ose ligji i hollimit) për një elektrolit binar të dobët. Në a1 (një rast tipik në shumë sisteme analitike)
Është e lehtë të tregohet se, në rastin e përgjithshëm, për një elektrolit të dobët të çdo përbërjeje K n A m, i cili zbërthehet në jone sipas skemës
K n A m = P TE t+ +t A n -
Ligji i hollimit të Ostwald përshkruhet nga relacioni
Ku Me- përqendrimi fillestar i një elektroliti të dobët, për shembull, një acid i dobët. Pra, për acidin ortofosforik H 3 PO 4 (P = 3,
T= 1), i cili zbërthehet totalisht në jone sipas skemës
.
Për një elektrolit binar, lidhja bëhet (4.11). Për a1 kemi:
Le të gjejmë vlerën e ekuilibrit të pH të një tretësire të acidit monobazik NV. Përqendrimi ekuilibër i joneve të hidrogjenit
Duke përdorur shënimin dhe marrim:
pH = 0,5 (r TE A+fq Me A). (4.12)
Kështu, për të llogaritur vlerën e ekuilibrit të pH të një tretësire të një acidi monoprotik të dobët, është e nevojshme të dihet konstantja e aciditetit të këtij acidi. TE A dhe përqendrimi fillestar i tij Me A .
Llogaritni pH-në e tretësirës së acidit acetik me përqendrim fillestar 0,01 mol/l.
Në temperaturën e dhomës për acid acetik TE A = 1,74·10 -5 dhe f TE A = 4,76.
Sipas formulës (4.12) mund të shkruajmë:
pH = 0,5 (p TE A+fq Me A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
Një konsideratë e ngjashme mund të kryhet për ekuilibrat në një zgjidhje të çdo të dobët polibazike acidet.
Acidet polibazike shpërndahen në jone hap pas hapi, në disa faza, secila prej të cilave karakterizohet nga konstantja e vet e ekuilibrit konstante e shpërbërjes së acidit hap pas hapi. Për shembull, në tretësirat e acidit ortoborik vendosen ekuilibra H 3 BO 3 (vlerat konstante jepen për 25 ° C):
H 3 VO 3 + H 2 O = H 3 O + +, TE 1
= 
H 2 O = H 3 O + +, TE 2
= 
H 2 O = H 3 O + +, TE 3 =
Konstanta e disociimit të acidit të çdo hapi pasues është më e vogël se konstanta e disociimit të hapit të mëparshëm - zakonisht me disa rend të madhësisë.
Produkti i të gjitha konstantave të disociimit hap pas hapi është i barabartë me konstantën totale të disociimit të acidit K:
TE 1 TE 2 ...TE P =K.
Kështu, është e lehtë të shihet se për acidin ortoborik vlera
TE 1
TE 2
TE 3
=K= 
ekziston një konstante e plotë e disociimit të acidit sipas skemës:
4.3.2 Konstanta e bazës dhe pH e tretësirave të bazave të dobëta
Në përputhje me teorinë protolitike Brønsted-Lowry të acideve dhe bazave, në rastin e përgjithshëm, për jonizimin e një baze të dobët B me një acid në tretësirat ujore, mund të shkruajmë:
B + H 2 O = HB + + OH -
Nëse shkalla e jonizimit të bazës është a1, atëherë konstanta e përqendrimit mund të merret si konstante e këtij ekuilibri kimik.
Duke vazhduar në mënyrë të ngjashme me atë të mëparshme, marrim:
TE = =K b = konst kur T= konst
si prodhim i dy konstanteve TE=konst dhe [H 2 O] = konst.
Le ta quajmë sasinë K b , e barabartë, pra,
K b = , (4.13)
konstante disociimi (jonizimi) e një baze të dobët një acidosevetëm një konstante bazike kjo bazë dhe madhësia
fq K b = K b ,
Një tregues i forcës (ose thjesht një tregues) i konstantës së bazueshmërisë.
Sipas ligjit të hollimit Ostwald në rastin në shqyrtim (i ngjashëm me relacionin (4.11))
K b =,
ku është shkalla e jonizimit të një baze të dobët me një acid dhe është përqendrimi fillestar i saj. Meqenëse për një bazë të dobët a1, atëherë
Le të gjejmë vlerën e ekuilibrit të pH të një tretësire ujore të bazës monoacid në fjalë në temperaturën e dhomës. Në përputhje me formulën (4.7) kemi:
pH = p TE w - pOH = 14 - pOH.
Le të përcaktojmë vlerën pOH = [OH - ]. Natyrisht
[OH - ] = = 
Duke përdorur treguesit pOH = [OH - ], f TE b =K b Dhe
p = , marrim: pOH = 0,5 (p TE b+ p). Duke e zëvendësuar këtë shprehje në formulën e mësipërme për pH, arrijmë në relacionin
pH = 14 - pOH = 14 - 0,5 (f TE b+ p).
Pra, vlera e ekuilibrit të pH në një zgjidhje të një baze të dobët me një acid mund të llogaritet duke përdorur formulën (4.15):
pH = 14 - 0,5 (p TE b+ p). (4.15)
Le të llogarisim pH në një tretësirë ujore të amoniakut 0,01 mol/l, për të cilën në temperaturën e dhomës TE b= dhe p TE b = 4,76.
Në një zgjidhje ujore të amoniakut, vendoset një ekuilibër:
e cila më së shumti zhvendoset në të majtë, kështu që shkalla e jonizimit të amoniakut është . Prandaj, për të llogaritur vlerën e pH, mund të përdorni relacionin (4.15):
pH = 14 - 0,5 (p TE b+ p) =
Një konsideratë e ngjashme mund të bëhet për çdo të dobët poliacid bazat. Vërtetë, kjo rezulton në shprehje më të vështira.
Bazat e dobëta të poliacideve, si acidet polibazike të dobëta, shpërndahen hap pas hapi, dhe çdo hap i disociimit ka gjithashtu konstantën e vet të shpërbërjes hap pas hapi të bazës - konstanta e bazueshmërisë hap pas hapi.
Për shembull, hidroksidi i plumbit Pb(OH) 2 në tretësirat ujore zbërthehet në jone në dy faza:
E njëjta ekuilibër mund të shkruhet në një mënyrë tjetër, duke iu përmbajtur (brenda kornizës së teorisë protolitike) përkufizimi i një baze si një substancë që bashkon një proton, në këtë rast, duke e pranuar atë nga një molekulë uji:
Konstantat e bazueshmërisë hap pas hapi mund të përfaqësohen në formën:
Me këtë regjistrim të ekuilibrave të treguar, supozohet se një proton nga një molekulë uji kalon në një grup hidroksil me formimin e një molekule uji (), si rezultat i së cilës numri i molekulave të ujit pranë atomit të plumbit (II) rritet me një, dhe numri i grupeve hidroksil të lidhur me atomin e plumbit (II), gjithashtu zvogëlohet me një në çdo hap të disociimit.
Puna TE 1 TE 2 =K=[Pb 2+ ][OH - ] 2 /[Pb(OH) 2] =
2.865, ku TE- konstanta totale e disociimit sipas skemës
ose sipas një skeme tjetër të shkruar
gjë që përfundimisht çon në të njëjtin rezultat.
Një shembull tjetër është baza organike etilendiamine, e cila i nënshtrohet jonizimit në një tretësirë ujore në dy faza. Faza e parë:
Faza e dytë:
Puna 
-
konstante e disociimit total. Ajo korrespondon me ekuilibrin
Vlerat numerike të konstantave të ekuilibrit janë dhënë më lart për temperaturën e dhomës.
Ashtu si në rastin e acideve polibazike, për një bazë të dobët poliacid, konstanta e disociimit të çdo hapi të mëpasshëm është zakonisht disa rend të madhësisë më pak se konstanta e disociimit të fazës së mëparshme.
Në tabelë Tabela 4.2 tregon vlerat numerike të konstanteve të aciditetit dhe bazicitetit të disa acideve dhe bazave të dobëta.
Tabela 4.2. Konstantet e vërteta të jonizimit termodinamik në tretësirat ujore të disa acideve dhe bazave.
TE A- konstante aciditeti, TE b- konstante e bazueshmërisë,
TE 1 - konstante disociimi për hapin e parë,
TE 2
- konstante disociimi për hapin e dytë, etj.
| Konstantet e shpërbërjes së acideve të dobëta |
||
| Acidi | TE A | R TE A=-lg TE A |
| Azotike Aminoacetik Benzoinaja Borik (ortoborik) Tetraborike Llojet e reaksioneve protolitike. MU "Zgjidhje" fq 52-55 Autoprotoliza e ujit. Produkt jonik i ujit.MU "Zgjidhjet"» faqe 56 Një pjesë e vogël e molekulave të ujit janë gjithmonë në gjendje jonike, megjithëse është një elektrolit shumë i dobët. Jonizimi dhe shpërbërja e mëtejshme e ujit, siç është përmendur tashmë, përshkruhet nga ekuacioni i reaksionit protolitik të disproporcionit acid-bazë ose autoprotolizës. Uji është një elektrolit shumë i dobët, prandaj acidi i konjuguar dhe baza e konjuguar e formuar janë të forta. Prandaj, ekuilibri i këtij reaksioni protolitik zhvendoset në të majtë. Konstanta e këtij ekuilibri K është e barabartë me = Vlera sasiore e produktit të përqendrimit të joneve të ujit × është produkt jonik i ujit. Është e barabartë me: × = K e barabartë. × 2 = 1×10 - 14 Prandaj: KH 2O = × = 10 – 14 ose e thjeshtuar KH 2O = × = 10 – 14 KH2O është produkti jonik i ujit, konstanta e autoprotolizës së ujit ose thjesht konstanta e ujit. KH2O varet nga temperatura. Ajo rritet me rritjen e temperaturës. Në ujë kimikisht të pastër = = = 1×10 – 7. Ky është një mjedis neutral. Tretësira mund të përmbajë > – mjedisi është acid ose< – среда щелочная = ; = vlera e pH Për të shprehur në mënyrë sasiore aciditetin e tretësirave, përdorni treguesi i përqendrimit të joneve të hidrogjenit pH. Indeksi i hidrogjenit është një vlerë e barabartë me logaritmin dhjetor negativ të përqendrimit të joneve të lirë të hidrogjenit në një tretësirë. pH = – log ⇒ = 10 – pH Në një mjedis neutral pH = 7 Në pH acid< 7 Në pH alkaline > 7 Për të karakterizuar bazën e mediumit, përdoret treguesi hidroksil pOH рОН = – log [ОH - ] ⇒ [ОH - ] = 10 – рОН pH + pOH = 14 Þ pH = 14 - pOH dhe pOH = 14 - pH Formulat për llogaritjen e pH për tretësirat e acideve dhe bazave. pH = – log
Njehsoni pH-në e tretësirës së HCl me C(HCl) = 0,1 mol/l në kushtin e shpërbërjes së plotë të saj. C(HCl) = 0,1 mol/l; pH = – log 0,1 = 1 2. Bazat e forta: [ОH - ] = С(1/z bazë) Llogaritni pH-në e tretësirës së NaOH në të njëjtat kushte. C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10 – 13 ; pH = – log 10 – 13 = 13 3. Acidet e dobëta Llogaritni pH-në e tretësirës së acidit acetik me përqendrim molar 0,5 mol/L. K CH 3COOH = 1,8×10 – 5. 3×10 – 3 pH = – log 3×10 – 3 = 2,5 4. Themelet e dobëta Llogaritni pH-në e një tretësire të amoniakut me përqendrim molar 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 Në pH = 7, [H + ] = 10 – 7 Ekzistojnë metoda të ndryshme për përcaktimin e pH: duke përdorur tregues dhe pajisje jonomere. Vlera e pH për reaksionet kimike dhe proceset biokimike në trup. Shumë reagime kërkojnë një vlerë të përcaktuar rreptësisht të pH për të vazhduar në një drejtim të caktuar. Normalisht, në një trup të shëndetshëm, reagimi i mjedisit të shumicës së lëngjeve biologjike është afër neutralit. gjaku - 7.4 Pështymë - 6.6 Lëng i zorrëve - 6.4 Biliare - 6,9 Urina - 5.6 Lëngu gastrik: a) në qetësi – 7.3 b) në gjendje tretjeje – 1,5-2 Devijimi i pH nga norma ka rëndësi diagnostike (përkufizimi i sëmundjes) dhe prognostik (ecuria e sëmundjes). Acidoza është një zhvendosje e pH në anën acidike, pH zvogëlohet, përqendrimi i joneve të hidrogjenit rritet. Alkaloza është një zhvendosje e pH në rajonin alkalik, pH rritet dhe përqendrimi i joneve të hidrogjenit zvogëlohet. Një devijim i përkohshëm i pH të gjakut nga norma me të dhjetat çon në shqetësime serioze në trup. Devijimet afatgjata në pH të gjakut mund të jenë fatale. Devijimet në pH të gjakut mund të jenë 6.8 - 8; ndryshimet jashtë këtij diapazoni në çdo drejtim janë të papajtueshme me jetën. Ekuilibri protolitik i kombinuar dhe i izoluar. Proceset protolitike janë reaksione të kthyeshme. Ekuilibri protolitik zhvendoset drejt formimit të acideve dhe bazave më të dobëta. Ato mund të konsiderohen si konkurrencë midis bazave me fuqi të ndryshme për zotërimin e një protoni. Ata flasin për ekuilibra të izoluar dhe të kombinuar. Nëse disa ekuilibra ekzistues në të njëjtën kohë janë të pavarura nga njëra-tjetra, ato quhen të izoluara. Një ndryshim në ekuilibër në njërën prej tyre nuk sjell një ndryshim në pozicionin e ekuilibrit në tjetrin. Nëse një ndryshim i ekuilibrit në njërën prej tyre çon në një ndryshim të ekuilibrit në tjetrin, atëherë flasim për ekuilibra të kombinuar (të konjuguar, konkurrues). Procesi mbizotërues në sistemet me ekuilibër të kombinuar është ai që karakterizohet nga një vlerë më e madhe e konstantës së ekuilibrit. Procesi i dytë do të jetë mbizotërues, sepse konstanta e tij e ekuilibrit është më e madhe se konstanta e ekuilibrit të procesit të parë. Ekuilibri në procesin e dytë zhvendoset djathtas në një masë më të madhe, sepse metilamina është një bazë më e fortë se amoniaku, NH 4 + është një acid më i fortë se CH 3 NH 3 +. konkluzioni: Një bazë më e fortë shtyp jonizimin e një baze më të dobët. Prandaj, kur një sasi e vogël e acidit klorhidrik i shtohet një përzierje amoniaku dhe metilamine, do të jetë kryesisht metilamina që i nënshtrohet protonizimit. Dhe gjithashtu: acidi më i fortë shtyp jonizimin e acideve të dobëta. Kështu, acidi klorhidrik që gjendet në lëngun e stomakut shtyp jonizimin e acidit acetik (që vjen nga ushqimi) ose acidit acetilsalicilik (substanca medicinale). ______________________________________________________________
Kështu, sipas kësaj teorie Një acid është çdo substancë molekulat e së cilës (përfshirë jonet) janë të afta të dhurojnë një proton, d.m.th. të jetë një dhurues proton; Një bazë është çdo substancë molekulat e së cilës (përfshirë jonet) janë të afta të bashkojnë një proton, d.m.th. të jetë një pranues proton; Një amfolit është çdo substancë që është njëkohësisht dhurues dhe pranues i protoneve. Kjo teori shpjegon vetitë acid-bazike jo vetëm të molekulave neutrale, por edhe të joneve. Një acid, duke hequr dorë nga një proton, kthehet në një bazë, e cila është konjugati i këtij acidi. Termat "acid" dhe "bazë" janë koncepte relative, pasi të njëjtat grimca - molekula ose jone - mund të shfaqin veti bazë dhe acide, në varësi të partnerit. Gjatë ekuilibrit protolitik, formohen çifte acido-bazike. Sipas teorisë së protoneve, reaksionet e hidrolizës, jonizimit dhe neutralizimit nuk konsiderohen si një fenomen i veçantë, por konsiderohen të jenë transferimi i zakonshëm i protoneve nga një acid në një bazë. Grimca A formohet pas ndarjes së një joni hidrogjeni | ||
| quhet baza e konjuguar e një acidi të caktuar, sepse është i aftë të ribashkojë jonin H + në vetvete. | ||
| Sipas teorisë protolitike, acidet dhe bazat mund të jenë të tre llojeve: neutrale, anionike dhe kationike. Të parat janë molekula neutrale të afta për të dhuruar ose bashkuar jonin H +, për shembull: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (acide); NH 3, CH 3 –O–CH 3 (baza). Bazat dhe acidet anionike janë jone të ngarkuar negativisht, për shembull: HSO 4 –, HPO 4 2–, HS – (acide); OH – , Cl – , NO 3 – (baza). Në rol bazat dhe acidet kationike shfaqen jone të ngarkuar pozitivisht, për shembull: NH 4 +, H 3 O + (acide); H 2 N–NH 3 + , H 2 N– (CH 2) 2 –NH 3 + (baza). Shumë grimca (si molekulat ashtu edhe jonet) kanë veti amfoterike, d.m.th. në varësi të kushteve, ato mund të veprojnë edhe si acid edhe si bazë, për shembull: H 2 O, NH 3, HSO 4 –, H 2 N–NH 3 +, etj. Këto komponime quhen amfiprotike ose amfolite. Teoria Brønsted-Lowry, edhe pse më e avancuar se teoria e Arrhenius-it, ka gjithashtu disa mangësi dhe nuk është gjithëpërfshirëse. Kështu, nuk është i zbatueshëm për shumë substanca që shfaqin funksionin e një acidi, por nuk përmbajnë jone H +, për shembull: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3, etj. | ||
ku: K a – konstante aciditeti; K p – konstanta e ekuilibrit.
Acidi atje është më i fortë, aq më e lartë është konstanta e aciditetit. Shpesh përdoren vlerat pK a. Sa më e ulët të jetë vlera e pKa, aq më i fortë është acidi.
pK a = -logK a
Për shembull, pK a e fenolit = 10, pK a e etanolit = 16. Kjo do të thotë se fenoli është gjashtë renditje të madhësisë (milion herë) një acid më i fortë se alkooli etilik.
Baza mund të shprehet me pK b.
rKb = 14 - pKa
Është e rëndësishme të mbani mend se pKa e ujit = 15.7. Të gjitha substancat që kanë një pKa më të madhe se uji nuk janë në gjendje të shfaqin veti acidike në tretësirat ujore. Uji, si një acid më i fortë, shtyp ndarjen e acideve më të dobëta. Meqenëse shumica e përbërjeve organike kanë veti acidike që janë shumë herë më të dobëta se ato të ujit, është zhvilluar një qasje polarografike për vlerësimin e aciditetit të tyre (I.P. Beletskaya et al.). Kjo ju lejon të vlerësoni aciditetin deri në pK a = 50, megjithëse për acidet shumë të dobëta pK një vlera mund të vlerësohet vetëm shumë afërsisht.
Vlerësimi cilësor i aciditetit si në serinë e substancave me struktura të ngjashme ashtu edhe për komponimet e klasave të ndryshme është jashtëzakonisht i rëndësishëm. Aftësia e një acidi për të dhuruar një proton lidhet me stabilitetin e anionit që rezulton. Sa më i qëndrueshëm të jetë anioni që rezulton, aq më pak prirja e tij për të kapur protonin mbrapa dhe për t'u kthyer në një molekulë neutrale. Gjatë vlerësimit të stabilitetit relativ të një anoni duhet të merren parasysh disa faktorë.
Natyra e atomit që dhuron një proton. Sa më lehtë që një atom humbet një proton, aq më i lartë është elektronegativiteti dhe polarizimi i tij. Prandaj, në serinë e acideve, aftësia për t'u shkëputur zvogëlohet si më poshtë:
S-H>O-H>-N-H>C-H
Kjo seri korrespondon në mënyrë të përkryer me vetitë e atomeve të njohura nga tabela periodike.
Ndikimi i mjedisit. Nëse krahasohen substancat që janë të ngjashme në strukturë, vlerësimi kryhet duke krahasuar densitetin e elektronit në atomin që ka dhuruar protonin. Të gjithë faktorët strukturorë që kontribuojnë në një ulje të ngarkesës stabilizojnë anionin dhe një rritje e ngarkesës e destabilizon atë. Kështu, të gjithë pranuesit e rrisin aciditetin, të gjithë donatorët e ulin atë.
Kjo ndodh pavarësisht se cili efekt i transferimit të elektroneve (induktiv ose mezomerik) është përgjegjës për rishpërndarjen e densitetit të elektroneve.
Efekti i zgjidhjes. Zgjidhja (ndërveprimi me molekulat e tretësit) rrit stabilitetin e anionit për shkak të rishpërndarjes së densitetit të tepërt të elektroneve midis anionit dhe molekulave të tretësit. Në përgjithësi, modeli është si më poshtë:
· sa më polar të jetë tretësi, aq më i fortë është tretësira;
· sa më i vogël të jetë joni, aq më mirë tretet.
Themelimi sipas Brønsted është aftësia e një substance për të siguruar çiftin e saj të elektroneve për ndërveprim me një proton. Si rregull, këto janë substanca që përmbajnë atome të azotit, oksigjenit dhe squfurit në molekulë.
Sa më e dobët qendra bazë të mbajë një palë elektrone, aq më i lartë është baziteti. Në një rresht
R 3 -N>R 2O>R 2S
bazueshmëria zvogëlohet. Kjo sekuencë është e lehtë për t'u mbajtur mend duke përdorur rregullin mnemonik "NOS".
Ekziston një lidhje midis bazave të Brønsted: anionet janë baza më të forta se molekulat neutrale përkatëse. Për shembull, anioni hidroksid (–OH) është një bazë më e fortë se uji (H2O). Kur një bazë ndërvepron me një proton, mund të formohen kationet e oniumit:
· R3O + - kation oksonium;
· NR 4 + - kation amonium;
· R3 S + - kation sulfonium.
Vlerësimi cilësor i bazueshmërisë së substancave me struktura të ngjashme kryhet duke përdorur të njëjtën logjikë si vlerësimi i aciditetit, por me shenjën e kundërt.
Prandaj, të gjithë zëvendësuesit pranues e zvogëlojnë bazën e tyre, dhe të gjithë zëvendësuesit e donatorëve e rrisin bazueshmërinë e tyre.
Acidet dhe bazat e Lewis
Bazat Lewis janë dhurues të çifteve elektronike, ashtu si bazat Brønsted.
Përkufizimi i Lewis për acidet ndryshon dukshëm nga ai i zakonshëm (sipas Brønsted). Një acid Lewis është çdo molekulë ose jon që ka një orbital të zbrazët që mund të mbushet me një çift elektronik si rezultat i ndërveprimit. Nëse, sipas Brønsted, një acid është një dhurues i protonit, atëherë sipas Lewis, vetë protoni (H +) është një acid, pasi orbitali i tij është bosh. Ka shumë acide Lewis: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3, etj. Teoria e Lewis lejon që shumë reaksione të përshkruhen si ndërveprime acid-bazë. Për shembull:
Shpesh, në reaksionet me acidet Lewis, përbërjet organike që dhurojnë një palë p-elektrone marrin pjesë si baza:
Në kiminë organike pranohen këto:
· nëse përdoret termi "acid", do të thotë acid Brønsted;
· nëse termi "acid" përdoret në kuptimin Lewis, ata thonë "acid Lewis".
Leksioni nr.5
Hidrokarburet
Alkanet
· Seritë homologe, nomenklatura, izomeria, radikalet alkil. Struktura elektronike e molekulave të alkanit, sp 3 -hibridizimi, s-lidhja. Gjatësitë e lidhjeve C-C dhe C-H, këndet e lidhjes, energjitë e lidhjes. Izomerizmi hapësinor i substancave organike. Metodat për paraqitjen e strukturës hapësinore të molekulave me atome karboni të hibridizuar sp 3. Karakteristikat spektrale të alkaneve. Vetitë fizike të alkaneve dhe modelet e ndryshimeve të tyre në serinë homologe.
Alkanet (përbërjet e ngopura aciklike, parafinat)
Alkanet janë hidrokarbure me një zinxhir të hapur atomesh, që i përgjigjet formulës C n H 2 n+2, ku atomet e karbonit lidhen me njëri-tjetrin vetëm me lidhje σ.
Termi "i ngopur" do të thotë se çdo karbon në molekulën e një substance të tillë është i lidhur me numrin maksimal të mundshëm të atomeve (katër atome).
Struktura e metanit është përshkruar në detaje në leksionin nr. 2.
Izomerizëm, nomenklaturë
Tre anëtarët e parë të serisë homologe (metani, etani dhe propani) ekzistojnë si një izomer strukturor. Duke filluar me butanin, numri i izomerëve po rritet me shpejtësi: pentani ka tre izomerë dhe dekani (C 10 H 22) tashmë ka 75.
Kapitulli 20. Përshkrimi sasior i ekuilibrit kimik
20.1. Ligji i veprimit masiv
Ju u njohët me ligjin e veprimit të masës duke studiuar ekuilibrin e reaksioneve kimike të kthyeshme (Kapitulli 9, § 5). Kujtojmë se në temperaturë konstante për një reaksion të kthyeshëm
a A+ b B d D+ f Fligji i veprimit të masës shprehet me barazimin
Ju e dini se kur zbatoni ligjin e veprimit masiv, është e rëndësishme të dini se në çfarë gjendje grumbullimi ndodhen substancat e përfshira në reaksion. Por jo vetëm kjo: numri dhe raporti i fazave në një sistem të caktuar kimik është i rëndësishëm. Në bazë të numrit të fazave, reaksionet ndahen në homofazike, Dhe heterofazike. Ndër ato heterofazike ka faza e ngurtë reagimet.
| Reaksioni homofaz– një reaksion kimik në të cilin të gjithë pjesëmarrësit janë në të njëjtën fazë. |
Kjo fazë mund të jetë një përzierje e gazrave (faza e gazit) ose një zgjidhje e lëngshme (faza e lëngshme). Në këtë rast, të gjitha grimcat që marrin pjesë në reaksion (A, B, D dhe F) janë në gjendje të kryejnë lëvizje kaotike në mënyrë të pavarur nga njëra-tjetra, dhe reagimi i kthyeshëm ndodh në të gjithë vëllimin e sistemit të reaksionit. Natyrisht, grimca të tilla mund të jenë ose molekula të substancave të gazta, ose molekula ose jone që formojnë një lëng. Shembuj të reaksioneve homofaze të kthyeshme janë reaksionet e sintezës së amoniakut, djegia e klorit në hidrogjen, reaksioni midis amoniakut dhe sulfurit të hidrogjenit në një tretësirë ujore, etj.
Nëse të paktën një substancë që merr pjesë në reaksion është në një fazë të ndryshme nga substancat e tjera, atëherë reaksioni i kthyeshëm ndodh vetëm në ndërfaqe dhe quhet reaksion heterofazë.
| Reaksioni heterofazik– një reaksion kimik, pjesëmarrësit e të cilit janë në faza të ndryshme. |
Reaksionet heterofazike të kthyeshme përfshijnë reaksione që përfshijnë substanca të gazta dhe të ngurta (për shembull, dekompozimi i karbonatit të kalciumit), substanca të lëngshme dhe të ngurta (për shembull, reshjet nga një tretësirë e sulfatit të bariumit ose reagimi i zinkut me acid klorhidrik), si dhe të gaztë dhe substancave të lëngëta.
Një rast i veçantë i reaksioneve heterofazike janë reaksionet e fazës së ngurtë, domethënë reaksionet në të cilat të gjithë pjesëmarrësit janë substanca të ngurta.
Në fakt, ekuacioni (1) është i vlefshëm për çdo reaksion të kthyeshëm, pavarësisht se cilit prej grupeve të listuara i përket. Por në një reaksion heterofazë, përqendrimet e ekuilibrit të substancave në një fazë më të renditur janë vlera konstante dhe mund të kombinohen në një konstante ekuilibri (shih Kapitullin 9, § 5).
Pra, për një reaksion heterofazë
a A g + b B kr d D g + f F krligji i veprimit masiv do të shprehet me relacionin
Lloji i kësaj marrëdhënieje varet nga ajo se cilat substanca që marrin pjesë në reaksion janë në gjendje të ngurtë ose të lëngët (të lëngët nëse substancat e mbetura janë gaze).
Në shprehjet e ligjit të veprimit të masës (1) dhe (2), formulat e molekulave ose joneve në kllapa katrore nënkuptojnë përqendrimin ekuilibër të këtyre grimcave në një gaz ose tretësirë. Në këtë rast, përqendrimet nuk duhet të jenë të larta (jo më shumë se 0,1 mol/l), pasi këto raporte vlejnë vetëm për gazrat idealë dhe tretësirat ideale. (Në përqendrime të larta, ligji i veprimit të masës mbetet i vlefshëm, por në vend të përqendrimit është e nevojshme të përdoret një sasi tjetër fizike (e ashtuquajtura aktivitet), e cila merr parasysh ndërveprimet midis grimcave të një gazi ose tretësire. Aktiviteti nuk është proporcionale me përqendrimin).
Ligji i veprimit në masë është i zbatueshëm jo vetëm për reaksionet kimike të kthyeshme; shumë procese fizike të kthyeshme i nënshtrohen gjithashtu, për shembull, ekuilibrat ndërfazor të substancave individuale gjatë kalimit të tyre nga një gjendje grumbullimi në një tjetër. Kështu, procesi i kthyeshëm i avullimit - kondensimit të ujit mund të shprehet me ekuacionin
H 2 O f H 2 O g
Për këtë proces, ne mund të shkruajmë ekuacionin e konstantës së ekuilibrit:
Marrëdhënia që rezulton konfirmon, në veçanti, deklaratën e njohur për ju nga fizika se lagështia e ajrit varet nga temperatura dhe presioni.
20.2. Konstanta e autoprotolizës (produkt jon)
Një aplikim tjetër i ligjit të veprimit masiv të njohur për ju është përshkrimi sasior i autoprotolizës (Kapitulli X § 5). A e dini se ekuilibri i homofazës vërehet në ujë të pastër?
2H 2 O H 3 O + + OH -
për një përshkrim sasior të të cilit mund të përdorim ligjin e veprimit të masës, shprehja matematikore e të cilit është konstante e autoprotolizës(produkt jon) i ujit
Autoprotoliza është karakteristike jo vetëm për ujin, por edhe për shumë lëngje të tjera, molekulat e të cilave janë të ndërlidhura me lidhje hidrogjeni, për shembull, amoniaku, metanoli dhe fluori i hidrogjenit:
| 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - | K(NH 3) = 1,91. 10 –33 (në –50 o C); |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | K(CH 3 OH) = 4,90. 10 –18 (në 25 o C); |
| 2HF H 2 F + + F - | K(HF) = 2.00. 10 –12 (në 0 o C). |
Për këto dhe shumë substanca të tjera, janë të njohura konstantet e autoprotolizës, të cilat merren parasysh kur zgjedh një tretës për reaksione të caktuara kimike.
Simboli përdoret shpesh për të treguar konstantën e autoprotolizës K S.
Konstanta e autoprotolizës nuk varet nga teoria brenda së cilës merret parasysh autoprotoliza. Vlerat e konstantave të ekuilibrit, përkundrazi, varen nga modeli i miratuar. Le ta verifikojmë këtë duke krahasuar përshkrimin e autoprotolizës së ujit sipas teorisë protolitike (kolona në të majtë) dhe sipas teorisë së vjetëruar, por ende të përdorur gjerësisht të disociimit elektrolitik (kolona në të djathtë):
Sipas teorisë së disociimit elektrolitik, supozohej se molekulat e ujit shpërndahen pjesërisht (ndahen) në jone hidrogjeni dhe jone hidroksid. Teoria nuk shpjegoi as arsyet dhe as mekanizmin e këtij "prishje". Emri "konstanta e autoprotolizës" përdoret zakonisht në teorinë protolitike, dhe "produkti jonik" përdoret në teorinë e disociimit elektrolitik.
20.3. Konstantet e aciditetit dhe bazicitetit. vlera e pH
Ligji i veprimit të masës përdoret gjithashtu për të karakterizuar në mënyrë sasiore vetitë acido-bazike të substancave të ndryshme. Në teorinë protolitike, për këtë përdoren konstantet e aciditetit dhe bazicitetit, dhe në teorinë e disociimit elektrolitik - konstantet e disociimit.
Ju tashmë e dini se si teoria protolitike shpjegon vetitë acido-bazike të substancave kimike (Kapitulli XII § 4). Le ta krahasojmë këtë qasje me qasjen e teorisë së disociimit elektrolitik duke përdorur shembullin e një reaksioni homofaz të kthyeshëm me ujin e acidit hidrocianik HCN - një acid i dobët (në të majtë - sipas teorisë protolitike, në të djathtë - sipas teorisë e disociimit elektrolitik):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
K K(HCN) = K C. = = 4,93. 10 –10 mol/l |
HCN H + + CN -
Konstanta e ekuilibrit K C në këtë rast quhet konstante disociimi(ose konstante jonizimi), shënohet TE dhe është e barabartë me konstantën e aciditetit në teorinë protolitike. K = 4,93. 10 –10 mol/l |
Shkalla e protolizës së një acidi të dobët () në teorinë e disociimit elektrolitik quhet shkalla e disociimit(përveç nëse kjo teori e konsideron substancën si acid).
Në teorinë protolitike, për të karakterizuar një bazë, mund të përdorni konstantën e saj të bazueshmërisë, ose mund ta përballoni me konstantën e aciditetit të acidit të konjuguar. Në teorinë e disociimit elektrolitik, vetëm substancat që shpërndahen në tretësirë në katione dhe jone hidroksid konsideroheshin baza, prandaj, për shembull, supozohej se një zgjidhje amoniaku përmban "hidroksid amoniumi", dhe më vonë - hidratë amoniaku.
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
K O (NH 3) = K C .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + + OH -
Konstanta e ekuilibrit K C dhe në këtë rast quhet konstanta e disociimit, e shënuar TE dhe është e barabartë me konstantën e bazueshmërisë. K = 1,74. 10–5 mol/l Nuk ka koncept të një acidi të konjuguar në këtë teori. Joni i amonit nuk konsiderohet acid. Mjedisi acidik në tretësirat e kripërave të amonit shpjegohet me hidrolizë. |
1.74. 10 –5 mol/l
Vështirësi edhe më të mëdha në teorinë e disociimit elektrolitik shkaktohen nga përshkrimi i vetive themelore të substancave të tjera që nuk përmbajnë hidroksile, për shembull, aminet (metilamina CH 3 NH 2, anilina C 6 H 5 NH 2, etj.).
Për të karakterizuar vetitë acidike dhe themelore të tretësirave, përdoret një sasi tjetër fizike - vlera e pH(tregohet me pH, lexoni "peh"). Në kuadrin e teorisë së disociimit elektrolitik, indeksi i hidrogjenit u përcaktua si më poshtë:
pH = –lg
Një përkufizim më i saktë, duke marrë parasysh mungesën e joneve të hidrogjenit në zgjidhje dhe pamundësinë e marrjes së njësive logaritmike të matjes:
pH = –lg()
Do të ishte më e saktë ta quajmë këtë sasi "oksonium" në vend të indeksit të hidrogjenit, por ky emër nuk përdoret.
Përcaktuar në mënyrë të ngjashme me hidrogjenin indeksi i hidroksidit(shënohet pOH, lexohet "pe oash").
pOH = –lg()
Kllapat kaçurrelë që tregojnë vlerën numerike të një sasie në shprehjet për treguesit e hidrogjenit dhe hidroksidit shpesh nuk vendosen, duke harruar se është e pamundur të logaritmohen sasitë fizike.
Meqenëse produkti jonik i ujit është një vlerë konstante jo vetëm në ujin e pastër, por edhe në tretësirat e holluara të acideve dhe bazave, treguesit e hidrogjenit dhe hidroksidit janë të lidhur:
K(H 2 O) = = 10 –14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = –14
pH + pHOH = 14
Në ujë të pastër = = 10 -7 mol/l, pra, pH = pOH = 7.
Në një tretësirë acidi (në një tretësirë acidike) ka një tepricë të joneve të oksoniumit, përqendrimi i tyre është më i madh se 10 -7 mol/l dhe, për rrjedhojë, pH< 7.
Në një tretësirë bazë (tretësirë alkaline), përkundrazi, ka një tepricë të joneve hidroksid, dhe, për rrjedhojë, përqendrimi i joneve të oksoniumit është më i vogël se 10 -7 mol/l; në këtë rast pH > 7.
20.4. Konstanta e hidrolizës
Në kuadrin e teorisë së disociimit elektrolitik, hidroliza e kthyeshme (hidroliza e kripërave) konsiderohet si proces më vete dhe dallohen rastet e hidrolizës.
- kripërat e një baze të fortë dhe një acidi të dobët,
- kripërat e një baze të dobët dhe një acidi të fortë, si dhe
- kripërat e një baze të dobët dhe një acidi të dobët.
Le t'i shqyrtojmë këto raste paralelisht në kuadrin e teorisë protolitike dhe në kuadrin e teorisë së disociimit elektrolitik.
Kripë e një baze të fortë dhe një acidi të dobët
Si shembull i parë, merrni parasysh hidrolizën e KNO 2, një kripë e një baze të fortë dhe një acidi monobazik të dobët.
| K + , NO 2 - dhe H 2 O. NO 2 - është një bazë e dobët, dhe H 2 O është një amfolit, prandaj, një reagim i kthyeshëm është i mundur NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - , ekuilibri i të cilit përshkruhet nga konstanta e bazueshmërisë së jonit të nitritit dhe mund të shprehet në termat e konstantës së aciditetit të acidit azotik: K o (NO 2 -) = |
Kur kjo substancë shpërndahet, ajo shpërbëhet në mënyrë të pakthyeshme në jone K + dhe NO 2 -: KNO 2 = K + + JO 2 - H 2 O H + + OH - Me praninë e njëkohshme të joneve H + dhe NO 2 - në tretësirë, ndodh një reaksion i kthyeshëm H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Ekuilibri i reaksionit të hidrolizës përshkruhet nga konstanta e hidrolizës ( Kh) dhe mund të shprehet përmes konstantës së disociimit ( TE e) acidi azotik: K h = Kc .
= |
Siç mund ta shihni, në këtë rast konstanta e hidrolizës është e barabartë me konstantën e bazueshmërisë së grimcës bazë.
Përkundër faktit se hidroliza e kthyeshme ndodh vetëm në tretësirë, kur uji hiqet ai "shtypet" plotësisht dhe, për rrjedhojë, produktet e këtij reaksioni nuk mund të merren, brenda kornizës së teorisë së disociimit elektrolitik, ekuacioni molekular i hidrolizës është shkruar:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Si shembull tjetër, merrni parasysh hidrolizën e Na 2 CO 3 - një kripë e një baze të fortë dhe një acid dibazik të dobët. Linja e arsyetimit këtu është plotësisht e ngjashme. Në kuadrin e të dy teorive, fitohet ekuacioni jonik:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
Në kuadrin e teorisë protolitike quhet ekuacioni i protolizës së jonit karbonat dhe në kuadrin e teorisë së disociimit elektrolitik quhet ekuacioni jonik i hidrolizës së karbonatit të natriumit.
Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH
Në kuadër të TED, konstanta e bazueshmërisë së jonit karbonat quhet konstanta e hidrolizës dhe shprehet përmes "konstantës së disociimit të fazës së dytë të acidit karbonik", domethënë përmes konstantës së aciditetit të jonit bikarbonat.
Duhet të theksohet se në këto kushte, HCO 3 -, duke qenë një bazë shumë e dobët, praktikisht nuk reagon me ujin, pasi protoliza e mundshme shtypet nga prania e grimcave bazë shumë të forta në tretësirë - joneve hidroksid.
Kripë e një baze të dobët dhe një acidi të fortë
Le të shqyrtojmë hidrolizën e NH 4 Cl. Në kuadër të TED, është një kripë e një baze të dobët një acid dhe një acidi të fortë.
| Zgjidhja e kësaj substance përmban grimca: NH4+, Cl- dhe H2O. NH 4 + është një acid i dobët, dhe H 2 O është një amfolit, prandaj, një reagim i kthyeshëm është i mundur NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , ekuilibri i të cilit përshkruhet nga konstanta e aciditetit të jonit të amonit dhe mund të shprehet në termat e konstantës së bazueshmërisë së amoniakut: KK(NH4+) = |
Kur kjo substancë shpërndahet, ajo shpërndahet në mënyrë të pakthyeshme në jone NH 4 + dhe Cl -: NH 4 Cl = NH 4 + + Cl - Uji është një elektrolit i dobët dhe shpërndahet në mënyrë të kthyeshme: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3 . H2O Duke shtuar ekuacionet e këtyre dy reaksioneve të kthyeshme dhe duke futur terma të ngjashëm, marrim ekuacionin jonik të hidrolizës NH 4 + + H 2 O NH 3 . H2O+H+ Ekuilibri i reaksionit të hidrolizës përshkruhet nga konstanta e hidrolizës dhe mund të shprehet në termat e konstantës së disociimit të hidratit të amoniakut: K h = |
Në këtë rast, konstanta e hidrolizës është e barabartë me konstantën e aciditetit të jonit të amonit. Konstanta e disociimit të hidratit të amoniakut është e barabartë me konstantën e bazueshmërisë së amoniakut.
Ekuacioni molekular i hidrolizës (në kuadër të TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl
Një shembull tjetër i një reaksioni të hidrolizës së kripës të këtij lloji është hidroliza e ZnCl 2 .
| Zgjidhja e kësaj substance përmban grimca: Zn 2+ aq, Cl - dhe H2O. Jonet e zinkut janë akuakacione 2+ dhe janë acide kationike të dobëta, dhe H 2 O është një amfolit, prandaj është i mundur një reaksion i kthyeshëm 2= + H 2 O + + H 3 O + , ekuilibri i të cilit përshkruhet nga konstanta e aciditetit të akuakacionit të zinkut dhe mund të shprehet përmes konstantës së bazueshmërisë së jonit triakuahidroksozink: K K ( 2+ ) = = | Kur kjo substancë shpërndahet, ajo shpërbëhet në mënyrë të pakthyeshme në jone Zn 2+ dhe Cl-: ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl - Uji është një elektrolit i dobët dhe shpërndahet në mënyrë të kthyeshme: H 2 O H + + OH - Me praninë e njëkohshme të joneve OH - dhe Zn 2+ në tretësirë, ndodh një reaksion i kthyeshëm Zn 2+ + OH - ZnOH + Duke shtuar ekuacionet e këtyre dy reaksioneve të kthyeshme dhe duke futur terma të ngjashëm, marrim ekuacionin jonik të hidrolizës Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Ekuilibri i reaksionit të hidrolizës përshkruhet nga konstanta e hidrolizës dhe mund të shprehet përmes "konstantës së disociimit të fazës së dytë të hidroksidit të zinkut": K h = |
Konstanta e hidrolizës së kësaj kripe është e barabartë me konstantën e aciditetit të akuakacionit të zinkut dhe konstanta e disociimit të hidroksidit të zinkut në hapin e dytë është konstanta e bazueshmërisë së jonit +.
Joni .+ është një acid më i dobët se joni 2+, kështu që praktikisht nuk reagon me ujin, pasi ky reaksion shtypet për shkak të pranisë së joneve të oksoniumit në tretësirë. Në kuadrin e TED, kjo deklaratë tingëllon kështu: "hidroliza e klorurit të zinkut në fazën e dytë praktikisht nuk ndodh".
Ekuacioni molekular i hidrolizës (brenda TED):
ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl.
Kripë e një baze të dobët dhe një acidi të dobët
Me përjashtim të kripërave të amonit, kripëra të tilla janë përgjithësisht të patretshme në ujë. Prandaj, le të shqyrtojmë këtë lloj reagimi duke përdorur cianidin e amonit NH 4 CN si shembull.
| Zgjidhja e kësaj substance përmban grimca: NH 4 + , CN - dhe H 2 O. NH 4 + është një acid i dobët, CN - është një bazë e dobët, dhe H 2 O është një amfolit, prandaj, reagimet e mëposhtme të kthyeshme janë të mundshme: 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) Reaksioni i fundit është i preferueshëm sepse, ndryshe nga dy të parët, prodhon një acid të dobët dhe një bazë të dobët. Është ky reagim që ndodh kryesisht kur cianidi i amonit shpërndahet në ujë, por është e pamundur të zbulohet kjo nga një ndryshim në aciditetin e tretësirës. Alkalizimi i lehtë i tretësirës është për faktin se reaksioni i dytë është ende disi më i preferueshëm se i pari, pasi konstanta e aciditetit të acidit hidrocianik (HCN) është shumë më e vogël se konstanta e bazicitetit të amoniakut. Ekuilibri në këtë sistem karakterizohet nga konstanta e aciditetit të acidit hidrocianik, konstanta e bazicitetit të amoniakut dhe konstanta e ekuilibrit të reaksionit të tretë:
Le të shprehim përqendrimin ekuilibër të acidit hidrocianik nga ekuacioni i parë, dhe përqendrimin ekuilibër të amoniakut nga ekuacioni i dytë dhe t'i zëvendësojmë këto vlera në ekuacionin e tretë. Si rezultat marrim
|
Kur kjo substancë shpërndahet, ajo shpërndahet në mënyrë të pakthyeshme në jone NH 4 + dhe CN -: NH 4 CN = NH 4 + + CN - Uji është një elektrolit i dobët dhe shpërndahet në mënyrë të kthyeshme: H 2 O H + + OH - Me praninë e njëkohshme të joneve OH - dhe NH 4 + në tretësirë, ndodh një reaksion i kthyeshëm NH 4 + + OH - NH 3 . H2O Dhe me praninë e njëkohshme të joneve H + dhe CN - ndodh një reaksion tjetër i kthyeshëm Duke shtuar ekuacionet e këtyre tre reaksioneve të kthyeshme dhe duke shtuar terma të ngjashëm, marrim ekuacionin jonik të hidrolizës NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3 . H2O+HCN Forma e konstantës së hidrolizës në këtë rast është si më poshtë: K h = Dhe mund të shprehet përmes konstantës së disociimit të hidratit të amoniakut dhe konstantës së disociimit të acidit hidrocianik: K h = |
Ekuacioni molekular i hidrolizës (në kuadër të TED):
NH 4 CN + H 2 O NH 3 . H2O+HCN
20.5. Konstanta e tretshmërisë (produkt i tretshmërisë)
Procesi i tretjes kimike të një trupi të ngurtë në ujë (dhe jo vetëm në ujë) mund të shprehet me një ekuacion. Për shembull, në rastin e tretjes së klorurit të natriumit:
NaCl cr + ( n+m)H2O = + + -
Ky ekuacion tregon qartë se arsyeja më e rëndësishme për tretjen e klorurit të natriumit është hidratimi i joneve Na + dhe Cl -.
Në një zgjidhje të ngopur, vendoset një ekuilibër heterofazë:
NaCl cr + ( n+m)H 2 O + + - ,
i cili i bindet ligjit të veprimit masiv. Por, meqenëse tretshmëria e klorurit të natriumit është mjaft domethënëse, shprehja për konstantën e ekuilibrit në këtë rast mund të shkruhet vetëm duke përdorur aktivitetet e joneve, të cilat nuk dihen gjithmonë.
Në rastin e ekuilibrit në një tretësirë të një substance pak të tretshme (ose praktikisht të patretshme), shprehja për konstantën e ekuilibrit në një tretësirë të ngopur mund të shkruhet duke përdorur përqendrime ekuilibri. Për shembull, për ekuilibrin në një zgjidhje të ngopur të klorurit të argjendit
AgCl cr + ( n+m)H 2 O + + -
Meqenëse përqendrimi ekuilibër i ujit në një tretësirë të holluar është pothuajse konstant, mund të shkruajmë
K G (AgCl) = K C . n+m = .
E njëjta gjë është thjeshtuar
K G (AgCl) = ose K G (AgCl) =
Vlera që rezulton ( K D) quhet konstantet e hidratimit(në rastin e ndonjë zgjidhjeje ujore dhe jo vetëm - konstantet e zgjidhjes).
Në kuadrin e teorisë së disociimit elektrolitik, ekuilibri në një tretësirë AgCl shkruhet si më poshtë:
AgCl cr Ag + + Cl -
Konstanta përkatëse quhet produkt i tretshmërisë dhe shënohet me shkronjat PR.
PR(AgCl) =
Në varësi të raportit të kationeve dhe anioneve në njësinë e formulës, shprehja për konstantën e tretshmërisë (produkti i tretshmërisë) mund të jetë e ndryshme, për shembull:
Vlerat e konstantave të hidratimit (produkteve të tretshmërisë) të disa substancave të tretshme dobët janë dhënë në Shtojcën 15.
Duke ditur produktin e tretshmërisë, është e lehtë të llogaritet përqendrimi i një substance në një zgjidhje të ngopur. Shembuj:
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.
Nëse gjatë një reaksioni kimik në tretësirë shfaqen jone që janë pjesë e një lënde të dobët të tretshme, atëherë, duke ditur produktin e tretshmërisë së kësaj substance, është e lehtë të përcaktohet nëse do të precipitojë.
Shembuj:
1. A do të formohet një precipitim i hidroksidit të bakrit kur 100 ml tretësirë 0,01 M të hidroksidit të kalciumit i shtohen një vëllimi të barabartë prej 0,001 M tretësirë të sulfatit të bakrit?
Cu 2+ + 2OH - Cu(OH) 2
Një precipitat i hidroksidit të bakrit formohet nëse produkti i përqendrimeve të joneve Cu 2+ dhe OH- është më i madh se produkti i tretshmërisë së këtij hidroksidi dobët të tretshëm. Pas bashkimit të tretësirave me vëllim të barabartë, vëllimi i përgjithshëm i tretësirës do të bëhet dy herë më i madh se vëllimi i secilës prej tretësirave origjinale, prandaj përqendrimi i secilës prej substancave reaguese (para fillimit të reaksionit) do të ulet përgjysmë. Përqendrimi i joneve të bakrit në tretësirën që rezulton
c(Cu 2+) = (0,001 mol/l) : 2 = 0,0005 mol/l.
Përqendrimi i joneve të hidroksidit -
c(OH -) = (2. 0.01 mol/l) : 2 = 0.01 mol/l.
Produkti i tretshmërisë së hidroksidit të bakrit
PR = 2 = 5,6. 10–20 mol 3 /l 3.
c(Cu 2+) . ( c(OH -)) 2 = 0,0005 mol/l. (0,01 mol/l) 2 = 5. 10 – 8 mol 3 / l 3.
Produkti i përqendrimeve është më i madh se produkti i tretshmërisë, prandaj, do të formohet një precipitat.
2. A do të formohet një precipitim i sulfatit të argjendit kur kombinohen vëllime të barabarta prej 0,02 M tretësirë të sulfatit të natriumit dhe 0,04 M tretësirë të nitratit të argjendit?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Përqendrimi i joneve të argjendit në tretësirën që rezulton
c(Ag +) = (0,04 mol/l) : 2 = 0,02 mol/l.
Përqendrimi i joneve sulfate në tretësirën që rezulton
c(SO 4 2-) = (0,02 mol/l) : 2 = 0,01 mol/l.
Produkt i tretshmërisë së sulfatit të argjendit
PR(Ag 2 SO 4) = 2. = 1.2. 10 –5 mol 3 /l 3.
Produkti i përqendrimeve të joneve në tretësirë
{c(Ag +)) 2. c(SO 4 2-) = (0,02 mol/l) 2. 0,01 mol/l = 4. 10 –6 mol 3 /l 3.
Produkti i përqendrimeve është më i vogël se produkti i tretshmërisë, prandaj nuk formohet precipitat.
20.6. Shkalla e konvertimit (shkalla e protolizës, shkalla e disociimit, shkalla e hidrolizës)
Efikasiteti i një reaksioni zakonisht vlerësohet duke llogaritur rendimentin e produktit të reaksionit (seksioni 5.11). Në të njëjtën kohë, efikasiteti i reaksionit mund të vlerësohet gjithashtu duke përcaktuar se cila pjesë e substancës më të rëndësishme (zakonisht më e shtrenjtë) u shndërrua në produktin e reaksionit të synuar, për shembull, cila pjesë e SO 2 u shndërrua në SO 3. gjatë prodhimit të acidit sulfurik, pra gjeni shkalla e konvertimit substancë origjinale.
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
klori (reagjenti) shndërrohet në mënyrë të barabartë në klorur kaliumi dhe hipoklorit të kaliumit. Në këtë reaksion, edhe me një rendiment 100% të KClO, shkalla e shndërrimit të klorit në të është 50%.
Sasia që dini - shkalla e protolizës (seksioni 12.4) - është një rast i veçantë i shkallës së konvertimit:
Në kuadër të TED quhen sasi të ngjashme shkalla e disociimit acide ose baza (të përcaktuara edhe si shkalla e protolizës). Shkalla e disociimit lidhet me konstanten e disociimit sipas ligjit të hollimit të Ostwald-it.
Në kuadrin e së njëjtës teori, ekuilibri i hidrolizës karakterizohet nga shkalla e hidrolizës (h), dhe përdoren shprehjet e mëposhtme që e lidhin atë me përqendrimin fillestar të substancës ( Me) dhe konstantet e disociimit të acideve të dobëta (K HA) dhe bazave të dobëta të formuara gjatë hidrolizës ( K MSH):
Shprehja e parë është e vlefshme për hidrolizën e një kripe të një acidi të dobët, e dyta - kripërat e një baze të dobët dhe e treta - kripërat e një acidi të dobët dhe një bazë të dobët. Të gjitha këto shprehje mund të përdoren vetëm për solucione të holluara me një shkallë hidrolize jo më shumë se 0.05 (5%).
Ligji i veprimit në masë, reaksionet homofaze, reaksionet heterofazë, reaksionet në fazë të ngurtë, konstanta e autoprotolizës (produkt jonik), konstanta e disociimit (jonizimi), shkalla e disociimit (jonizimi), indeksi i hidrogjenit, indeksi i hidroksidit, konstanta e hidrolizës, konstanta e tretshmërisë (produkti i tretshmërisë) ), shkalla e konvertimit .
- Listoni faktorët që zhvendosin ekuilibrin kimik dhe ndryshojnë konstantën e ekuilibrit.
- Cilët faktorë ju lejojnë të zhvendosni ekuilibrin kimik pa ndryshuar konstantën e ekuilibrit?
- Është e nevojshme të përgatitet një tretësirë që përmban 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl dhe 0,24 mol K 2 SO 4 në 1 litër. Si ta bëni këtë vetëm me klorur natriumi, klorur kaliumi dhe sulfat natriumi në dispozicionin tuaj?
- Përcaktoni shkallën e protolizës së acideve acetike, hidrocianik dhe nitrik në tretësirat decimolar, centimolar dhe milimolar.
- Shkalla e protolizës së acidit butirik në një tretësirë 0,2 M është 0,866%. Përcaktoni konstantën e aciditetit të kësaj substance.
- Në çfarë përqendrimi të tretësirës shkalla e protolizës së acidit azotik do të jetë e barabartë me 0,2?
- Sa ujë duhet shtuar në 300 ml tretësirë të acidit acetik 0,2 M në mënyrë që shkalla e protolizës së acidit të dyfishohet?
- Përcaktoni shkallën e protolizës së acidit hipobrom nëse tretësira e tij ka pH = 6. Sa është përqendrimi i acidit në këtë tretësirë?
- Vlera e pH e tretësirës është 3. Për këtë sa duhet të jetë përqendrimi i a) nitrik, b) acidit acetik?
- Si duhet të ndryshohet përqendrimi i a) joneve të oksoniumit, b) joneve hidroksid në një tretësirë në mënyrë që vlera e pH të tretësirës të rritet me një?
- Sa jone oksoniumi përmban 1 ml tretësirë në pH = 12?
- Si do të ndryshojë vlera e pH e ujit nëse në 10 litra shtohen 0,4 g NaOH?
- Llogaritni përqendrimet e joneve të oksonit dhe hidroksidit, si dhe vlerat e treguesve të hidrogjenit dhe hidroksidit në tretësirat ujore të mëposhtme: a) tretësirë HCl 0,01 M; b) 0,01 M tretësirë e CH 3 COOH; c) tretësirë 0,001 M NaOH; d) Tretësirë 0,001 M NH 3.
- Duke përdorur vlerat e produkteve të tretshmërisë të dhëna në shtojcë, përcaktoni përqendrimin dhe fraksionin masiv të substancave të tretura në një tretësirë të a) klorurit të argjendit, b) sulfatit të kalciumit, c) fosfatit të aluminit.
- Përcaktoni vëllimin e ujit të nevojshëm për të tretur sulfatin e bariumit me peshë 1 g në 25 o C.
- Sa është masa e argjendit e pranishme në formë jonesh në 1 litër tretësirë bromidi argjendi të ngopur në 25 o C?
- Cili vëllim i tretësirës së sulfurit të argjendit i ngopur në 25 o C përmban 1 mg lëndë të tretur?
- A do të formohet një precipitat nëse një tretësirë 0,05 M të Pb(NO 3) 2 i shtohet një vëllim i barabartë prej 0,4 M tretësirë KCl?
- Përcaktoni nëse do të formohet një precipitat pas derdhjes së 5 ml të një tretësire 0,004 M CdCl 2 dhe 15 ml të një tretësire 0,003 M KOH.
- Substancat e mëposhtme janë në dispozicionin tuaj: NH 3, KHS, Fe, Al(OH) 3, CaO, NaNO 3, CaCO 3, N 2 O 5, LiOH, Na 2 SO 4. 10H2O, Mg(OH)Cl, Na, Ca(NO2) 2. 4H2O, ZnO, NaI. 2H2O, CO 2, N 2, Ba(OH) 2. 8H2O, AgNO3. Për secilën nga këto substanca, përgjigjuni pyetjeve të mëposhtme në një kartë të veçantë:
1) Cili është lloji i strukturës së kësaj substance në kushte normale (molekulare apo jo molekulare)?
2) Në çfarë gjendje grumbullimi është kjo substancë në temperaturën e dhomës?
3) Çfarë lloj kristalesh formon kjo substancë?
4) Përshkruani lidhjen kimike në këtë substancë.
5) Cilës klasë i përket kjo substancë sipas klasifikimit tradicional?
6) Si ndërvepron kjo substancë me ujin? Nëse shpërndahet ose reagon, jepni ekuacionin kimik. A mund ta kthejmë këtë proces? Nëse e bëjmë, atëherë në çfarë kushtesh? Cilat sasi fizike mund të karakterizojnë gjendjen e ekuilibrit në këtë proces? Nëse një substancë është e tretshme, si mund të rritet tretshmëria e saj?
7) A është e mundur të reagohet kjo substancë me acid klorhidrik? Nëse është e mundur, atëherë në çfarë kushtesh? Jepni ekuacionin e reaksionit. Pse ndodh ky reagim? A është e kthyeshme? Nëse është e kthyeshme, atëherë në çfarë kushtesh? Si do të rritet rendimenti në këtë reagim? Çfarë do të ndryshojë nëse në vend të acidit klorhidrik përdoret klorur hidrogjeni i thatë? Jepni ekuacionin përkatës të reaksionit.
8) A është e mundur të reagohet kjo substancë me një tretësirë të hidroksidit të natriumit? Nëse është e mundur, atëherë në çfarë kushtesh? Jepni ekuacionin e reaksionit. Pse ndodh ky reagim? A është e kthyeshme? Nëse është e kthyeshme, atëherë në çfarë kushtesh? Si do të rritet rendimenti në këtë reagim? Çfarë ndryshon nëse përdorni NaOH të thatë në vend të tretësirës së hidroksidit të natriumit? Jepni ekuacionin përkatës të reaksionit.
9) Jepni të gjitha metodat e njohura për marrjen e kësaj substance.
10) Jepni të gjithë emrat e kësaj substance të njohur për ju.
Kur u përgjigjeni këtyre pyetjeve, mund të përdorni çdo literaturë referuese.
