I det allmänna fallet, i enlighet med Bronsted-Lowrys protolytiska teori, har vi enligt ekvation (4.2) för dissociationen av en svag monoprotisk syra:
Sann termodynamisk konstant TILL denna balans kommer att vara
där alla aktiviteter är i jämvikt. Låt oss föreställa oss detta förhållande i formen:
Låt oss, som i föregående fall, beteckna produkten av två konstanter TILL och a(H2O) till (H2O) = konstant at T= konst. Sedan
eller ungefär:
där alla koncentrationer är i jämvikt. Här är värdet TILL A kallad syradissociations- (joniserings-) konstant eller helt enkelt surhetskonstant.
För många svaga syror de numeriska värdena TILL Aär mycket små, så istället för storleken TILL A tillämpa styrkeindikator (eller helt enkelt indikator):
rK A =- lg TILL A .
Ju mer TILL A(dvs desto mindre sid TILL A ), desto starkare syran.
Låt den initiala koncentrationen av monobasisk syra HB vara lika med graden av dess dissociation (jonisering) i lösning. Då blir jämviktskoncentrationerna för jonerna [H 3 O + ] och [B - ] lika med [H 3 O + ] = [B - ] = αс A , en jämviktssyrakoncentration [НВ] = Med A - α Med A = Med A(1-a). Genom att ersätta dessa värden av jämviktskoncentrationer med uttrycket för jämviktskonstanten (4.10), får vi:
Om istället för koncentration Med A använd dess invers V- utspädning (utspädning), uttryckt i l/mol, V=1/Med A , sedan formeln för TILL A kommer att se ut som:
Detta förhållande och även uttrycket
beskriva Ostwalds utspädningslag (eller utspädningslag) för en svag binär elektrolyt. Vid a1 (ett typiskt fall i många analytiska system)
Det är lätt att visa att, i det allmänna fallet, för en svag elektrolyt av vilken sammansättning som helst K n A m, som sönderdelas till joner enligt schemat
K n A m = P TILL t+ +t A n -
Ostwalds utspädningslag beskrivs av relationen
Var Med- den initiala koncentrationen av en svag elektrolyt, till exempel en svag syra. Så för ortofosforsyra H 3 PO 4 (P = 3,
T= 1), som totalt sönderfaller till joner enligt schemat
.
För en binär elektrolyt blir relationen (4.11). För a1 har vi:
Låt oss hitta jämvikts-pH-värdet för en lösning av monobasisk syra NV. Jämviktskoncentration av vätejoner
Med hjälp av notationen får vi:
pH = 0,5(r TILL A+s Med A). (4.12)
Således, för att beräkna jämvikts-pH-värdet för en lösning av en svag monoprotisk syra, är det nödvändigt att känna till surhetskonstanten för denna syra TILL A och dess initiala koncentration Med A .
Låt oss beräkna pH för en lösning av ättiksyra med en initial koncentration på 0,01 mol/l.
Vid rumstemperatur för ättiksyra TILL A = 1,74·10 -5 och sid TILL A = 4,76.
Enligt formel (4.12) kan vi skriva:
pH = 0,5(p TILL A+s Med A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
En liknande övervägande kan utföras för jämvikter i en lösning av vilken svag som helst polybasic syror.
Flerbasiska syror dissocierar till joner stegvis, i flera steg, som var och en kännetecknas av sin egen jämviktskonstant stegvis syradissociationskonstant. Till exempel, i lösningar av ortoborsyra upprättas H 3 BO 3 jämvikter (de konstanta värdena anges för 25 ° C):
H 3 VO 3 + H 2 O = H 3 O + +, TILL 1
= 
H2O = H3O ++, TILL 2
= 
H2O = H3O ++, TILL 3 =
Syrassociationskonstanten för varje efterföljande steg är mindre än dissociationskonstanten för föregående steg - vanligtvis med flera storleksordningar.
Produkten av alla stegvisa dissociationskonstanter är lika med den totala syradissociationskonstanten K:
TILL 1 TILL 2 ...TILL P =K.
Således är det lätt att se att för ortoborsyra värdet
TILL 1
TILL 2
TILL 3
=K= 
det finns en fullständig syradissociationskonstant enligt schemat:
4.3.2 Basicitetskonstant och pH för lösningar av svaga baser
I enlighet med Brønsted-Lowrys protolytiska teori om syror och baser, i det allmänna fallet, för jonisering av en ensyrlig svag bas B i vattenlösningar, kan vi skriva:
B + H2O = HB + + OH -
Om graden av jonisering av basen är a1, kan koncentrationskonstanten tas som konstanten för denna kemiska jämvikt
Om vi fortsätter på samma sätt som den föregående får vi:
TILL = =K b = konst när T= konst
som produkten av två konstanter TILL=konst och [H2O] = konst.
Låt oss kalla kvantiteten K b , lika, därför,
K b = , (4.13)
dissociations- (joniserings-) konstant för en svag ensyrabasellerbara en basicitetskonstant denna bas och storleken
sid K b = K b ,
En styrkeindikator (eller helt enkelt en indikator) på basicitetskonstanten.
Enligt Ostwald utspädningslagen i det aktuella fallet (liknande förhållande (4.11))
K b =,
var är graden av jonisering av en ensyra svag bas, och är dess initiala koncentration. Eftersom för en svag bas a1, alltså
Låt oss hitta jämvikts-pH-värdet för en vattenlösning av monosyrabasen i fråga vid rumstemperatur. I enlighet med formel (4.7) har vi:
pH = p TILL w - pOH = 14 - pOH.
Låt oss bestämma värdet pOH = [OH - ]. Självklart
[OH - ] = = 
Använda indikatorerna pOH = [OH - ], sid TILL b =K b Och
p = , vi får: pOH = 0,5(p TILL b+ p). Genom att ersätta detta uttryck med formeln ovan för pH kommer vi fram till sambandet
pH = 14 - pOH = 14 - 0,5 (s TILL b+ p).
Så jämvikts-pH-värdet i en lösning av en svag ensyrabas kan beräknas med formeln (4.15):
pH = 14 - 0,5 (s TILL b+ p). (4,15)
Låt oss beräkna pH i en 0,01 mol/l vattenlösning av ammoniak, för vilken vid rumstemperatur TILL b= och sid TILL b = 4,76.
I en vattenlösning av ammoniak upprättas en jämvikt:
som mestadels förskjuts åt vänster, så att graden av jonisering av ammoniak är . Därför, för att beräkna pH-värdet, kan du använda relation (4.15):
pH = 14 - 0,5 (s TILL b+ p) =
En liknande övervägande kan göras för alla svaga polysyra grunder. Visserligen resulterar detta i krångligare uttryck.
Svaga polysyrabaser, som svaga flerbasiska syror, dissocierar stegvis, och varje dissociationssteg har också sin egen stegvisa dissociationskonstant för basen - stegvis basicitetskonstant.
Till exempel sönderdelas blyhydroxid Pb(OH) 2 i vattenlösningar till joner i två steg:
Samma jämvikter kan skrivas på ett annat sätt, genom att hålla sig (inom ramen för den protolytiska teorin) till definitionen av en bas som ett ämne som fäster en proton, i det här fallet, acceptera det från en vattenmolekyl:
De stegvisa basicitetskonstanterna kan representeras i formen:
Med denna registrering av de indikerade jämvikterna antas det att en proton från en vattenmolekyl passerar till en hydroxylgrupp med bildandet av en vattenmolekyl (), som ett resultat av vilket antalet vattenmolekyler nära blyatomen (II) ökar med en, och antalet hydroxylgrupper associerade med bly(II)-atomen), minskar också med en vid varje dissociationssteg.
Arbete TILL 1 TILL 2 =K=[Pb2+][OH-]2/[Pb(OH)2] =
2.865, där TILL- total dissociationskonstant enligt schemat
eller enligt ett annat schema nedskrivet
vilket i slutändan leder till samma resultat.
Ett annat exempel är den organiska basen etylendiamin, som genomgår jonisering i en vattenlösning i två steg. Första stadiet:
Andra fasen:
Arbete 
-
total dissociationskonstant. Det motsvarar jämvikt
De numeriska värdena för jämviktskonstanterna ges ovan för rumstemperatur.
Liksom i fallet med flerbasiska syror är dissociationskonstanten för varje efterföljande steg för en svag polysyrabas vanligtvis flera storleksordningar mindre än dissociationskonstanten för föregående steg.
I tabell Tabell 4.2 visar de numeriska värdena för surhets- och basicitetskonstanterna för vissa svaga syror och baser.
Tabell 4.2. Sanna termodynamiska joniseringskonstanter i vattenlösningar av vissa syror och baser.
TILL A- surhetskonstant, TILL b- Basicitetskonstant,
TILL 1 - dissociationskonstant för det första steget,
TILL 2
- dissociationskonstant för det andra steget, etc.
| Dissociationskonstanter för svaga syror |
||
| Syra | TILL A | R TILL A=-lg TILL A |
| Kvävehaltig Aminoättiksyra Benzoinaya Boric (ortoboric) Tetraboric Typer av protolytiska reaktioner. MU "Lösningar" s. 52-55 Autoprotolys av vatten. Jonisk produkt av vatten.MU "Lösningar"» sida 56 En liten del av vattenmolekylerna är alltid i joniskt tillstånd, även om det är en mycket svag elektrolyt. Jonisering och ytterligare dissociation av vatten, som redan nämnts, beskrivs av ekvationen för den protolytiska reaktionen av syra-bas disproportionering eller autoprotolys. Vatten är en mycket svag elektrolyt, därför är den bildade konjugatsyran och konjugatbasen starka. Därför förskjuts jämvikten för denna protolytiska reaktion åt vänster. Konstanten för denna jämvikt K är lika med = Det kvantitativa värdet av produkten av vattenjonkoncentration × är jonisk produkt av vatten. Det är lika med: × = K lika. × 2 = 1 × 10 – 14 Därför: KH 2O = × = 10 – 14 eller förenklat KH 2O = × = 10 – 14 KH2O är den joniska produkten av vatten, autoprotolyskonstanten för vatten, eller helt enkelt vattenkonstanten. KH2O beror på temperaturen. Den ökar med stigande temperatur. I kemiskt rent vatten = = = 1×10 – 7. Detta är en neutral miljö. Lösningen kan innehålla > – mediet är surt eller< – среда щелочная = ; = PH värde För att kvantitativt uttrycka surheten i lösningar, använd vätejonkoncentrationsindikator pH. Väteindexet är ett värde lika med den negativa decimallogaritmen för koncentrationen av fria vätejoner i en lösning. pH = – log ⇒ = 10 – pH I en neutral miljö pH = 7 Vid surt pH< 7 I alkaliskt pH > 7 För att karakterisera mediets basicitet används hydroxylindikatorn pOH рОН = – log [ОH - ] ⇒ [ОH - ] = 10 – рОН pH + pOH = 14 Þ pH = 14 – pOH och pOH = 14 – pH Formler för beräkning av pH för lösningar av syror och baser. pH = – log
Beräkna pH för en HCl-lösning med C(HCl) = 0,1 mol/l under förutsättning av dess fullständiga dissociation. C(HCl) = 0,1 mol/1; pH = – log 0,1 = 1 2. Starka baser: [ОH - ] = С(1/z bas) Beräkna pH för NaOH-lösningen under samma förhållanden. C(NaOH) = 0,1 mol/1; = = 10 – 13; pH = – log 10 – 13 = 13 3. Svaga syror Beräkna pH för en lösning av ättiksyra med en molär koncentration av 0,5 mol/L. K CH 3COOH = 1,8×10 – 5. 3×10 – 3 pH = – log 3×10 – 3 = 2,5 4. Svaga grunder Beräkna pH för en ammoniaklösning med en molär koncentration på 0,2 mol/L. K NН 3 = 1,76×10 – 5 1,88×10 – 3 0,53×10 – 11; pH = – log 0,53×10 – 11 = 11,3 5. C(H+) = [H+] = 10 – pH Vid pH = 7, [H + ] = 10 – 7 Det finns olika metoder för att bestämma pH: med hjälp av indikatorer och jonomeranordningar. Värdet av pH för kemiska reaktioner och biokemiska processer i kroppen. Många reaktioner kräver ett strikt definierat pH-värde för att gå i en viss riktning. Normalt i en frisk kropp är reaktionen i miljön för de flesta biologiska vätskor nära neutral. Blod – 7,4 Saliv – 6,6 Tarmsaft – 6,4 Galla – 6,9 Urin – 5,6 Magsaft: a) i vila – 7.3 b) i ett tillstånd av matsmältning – 1,5-2 pH-avvikelse från normen har diagnostisk (definition av sjukdomen) och prognostisk (sjukdomens förlopp) betydelse. Acidos är en förskjutning av pH till den sura sidan, pH minskar, koncentrationen av vätejoner ökar. Alkalos är en förskjutning av pH till den alkaliska regionen, pH ökar och koncentrationen av vätejoner minskar. En tillfällig avvikelse av blodets pH från normen med tiondelar leder till allvarliga störningar i kroppen. Långvariga avvikelser i blodets pH kan vara dödliga. Avvikelser i blodets pH kan vara 6,8 - 8; förändringar utanför detta intervall i någon riktning är oförenliga med livet. Kombinerade och isolerade protolytiska jämvikter. Protolytiska processer är reversibla reaktioner. Protolytiska jämvikter förskjuts mot bildandet av svagare syror och baser. De kan betraktas som konkurrens mellan baser av olika styrka för innehav av en proton. De talar om isolerade och kombinerade jämvikter. Om flera samtidigt existerande jämvikter är oberoende av varandra kallas de isolerade. En förskjutning av jämvikten i en av dem innebär inte en förändring av jämviktspositionen i den andra. Om en förändring av jämvikten i en av dem leder till en förändring av jämvikten i den andra, då talar vi om kombinerade (konjugerade, konkurrerande) jämvikter. Den dominerande processen i system med kombinerad jämvikt är den som kännetecknas av ett större värde på jämviktskonstanten. Den andra processen kommer att vara dominerande, eftersom dess jämviktskonstant är större än jämviktskonstanten för den första processen. Jämvikten i den andra processen förskjuts åt höger i större utsträckning, eftersom metylamin är en starkare bas än ammoniak, NH 4 + är en starkare syra än CH 3 NH 3 +. Slutsats: En starkare bas undertrycker joniseringen av en svagare bas. När en liten mängd saltsyra tillsätts till en blandning av ammoniak och metylamin blir det därför huvudsakligen metylaminen som genomgår protonering. Och dessutom: den starkaste syran undertrycker joniseringen av svaga syror. Således undertrycker saltsyra som finns i magsaft joniseringen av ättiksyra (som kommer från mat) eller acetylsalicylsyra (läkemedel). ______________________________________________________________
Alltså enligt denna teori En syra är vilket ämne som helst vars molekyler (inklusive joner) är kapabla att donera en proton, d.v.s. vara en protondonator; En bas är vilket ämne som helst vars molekyler (inklusive joner) är kapabla att fästa en proton, d.v.s. vara en protonacceptor; En amfolyt är vilken substans som helst som både är en donator och en acceptor av protoner. Denna teori förklarar syra-basegenskaperna hos inte bara neutrala molekyler utan även joner. En syra, som ger upp en proton, förvandlas till en bas, som är konjugatet av denna syra. Termerna "syra" och "bas" är relativa begrepp, eftersom samma partiklar - molekyler eller joner - kan uppvisa både basiska och sura egenskaper, beroende på partner. Under protolytisk jämvikt bildas syra-baspar. Enligt protonteorin betraktas inte hydrolys-, joniserings- och neutraliseringsreaktioner som ett speciellt fenomen, utan anses vara den vanliga överföringen av protoner från en syra till en bas. Partikel A bildas efter separation av en vätejon | ||
| kallas den konjugerade basen av en given syra, eftersom den är kapabel att åter fästa H+-jonen till sig själv. | ||
| Enligt den protolytiska teorin kan syror och baser vara av tre typer: neutrala, anjoniska och katjoniska. De första är neutrala molekyler som kan donera eller fästa H+-jonen, till exempel: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (syror); NH 3, CH 3 –O-CH 3 (baser). Anjoniska baser och syrorär negativt laddade joner, till exempel: HSO 4 –, HPO 4 2–, HS – (syror); OH – , Cl – , NO 3 – (baser). I rollen katjoniska baser och syror positivt laddade joner uppträder, till exempel: NH4+, H3O+ (syror); H2N–NH3+, H2N–(CH2)2–NH3+ (baser). Många partiklar (både molekyler och joner) har amfotära egenskaper, d.v.s. beroende på förhållandena kan de fungera både som en syra och som en bas, till exempel: H 2 O, NH 3, HSO 4 –, H 2 N–NH 3 +, etc. Dessa föreningar kallas amfiprotiska eller amfolyter. Brønsted-Lowry-teorin, även om den är mer avancerad än Arrhenius-teorin, har också vissa brister och är inte heltäckande. Det är alltså inte tillämpbart på många ämnen som uppvisar funktionen av en syra, men som inte innehåller H+-joner, till exempel: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3, etc. | ||
där: Ka – surhetskonstant; K p – jämviktskonstant.
Ju syran där är starkare, desto högre surhetskonstanten. pK a-värden används ofta. Ju lägre pKa-värde, desto starkare syran.
pK a = -logK a
Till exempel är pKa för fenol = 10, pKa för etanol = 16. Detta betyder att fenol är sex storleksordningar (miljoner gånger) en starkare syra än etylalkohol.
Basicitet kan uttryckas i termer av pKb.
rKb = 14 - pKa
Det är viktigt att komma ihåg att pKa för vatten = 15,7. Alla ämnen som har en pKa större än vatten kan inte uppvisa sura egenskaper i vattenlösningar. Vatten, som en starkare syra, undertrycker dissociationen av svagare syror. Eftersom de flesta organiska föreningar har sura egenskaper som är många gånger svagare än vatten, har ett polarografiskt tillvägagångssätt för att bedöma deras surhet utvecklats (I.P. Beletskaya et al.). Det låter dig utvärdera surhet upp till pK a = 50, även om pK a-värdena för mycket svaga syror endast kan uppskattas mycket ungefärligt.
Kvalitativ bedömning av surhet både i serien av ämnen med liknande strukturer och för föreningar av olika klasser är extremt viktig. En syras förmåga att donera en proton är relaterad till stabiliteten hos den resulterande anjonen. Ju mer stabil den resulterande anjonen är, desto mindre är tendensen att fånga tillbaka protonen och förvandlas till en neutral molekyl. Flera faktorer måste beaktas vid bedömning av en anjons relativa stabilitet.
Naturen hos den atom som donerar en proton. Ju lättare en atom förlorar en proton, desto högre är dess elektronegativitet och polariserbarhet. Därför, i serien av syror, minskar förmågan att dissociera enligt följande:
S-H>O-H>-N-H>C-H
Denna serie motsvarar perfekt egenskaperna hos atomer kända från det periodiska systemet.
Miljöns påverkan. Om ämnen som liknar strukturen jämförs görs bedömningen genom att jämföra elektrontätheten på den atom som donerat protonen. Alla strukturella faktorer som bidrar till en minskning av laddningen stabiliserar anjonen och en ökning av laddningen destabiliserar den. Således ökar alla acceptorer surheten, alla donatorer minskar den.
Detta inträffar oavsett vilken effekt av elektronöverföring (induktiv eller mesomer) som är ansvarig för omfördelningen av elektrontätheten.
Lösningseffekt. Solvatisering (interaktion med lösningsmedelsmolekyler) ökar anjonens stabilitet på grund av omfördelningen av överskottselektrondensitet mellan anjonen och lösningsmedelsmolekylerna. I allmänhet är mönstret följande:
· ju mer polärt lösningsmedlet är, desto starkare solvatisering;
· Ju mindre jon, desto bättre solvatiseras den.
Basicitet enligt Brønsted är förmågan hos ett ämne att tillhandahålla sitt elektronpar för interaktion med en proton. Som regel är det ämnen som innehåller atomer av kväve, syre och svavel i molekylen.
Ju svagare det grundläggande centret innehåller ett elektronpar, desto högre är basiciteten. På rad
R 3 -N>R 2O>R 2S
basiciteten minskar. Denna sekvens är lätt att komma ihåg med hjälp av mnemonregeln "NOS".
Det finns ett samband mellan Brønsted-baserna: anjoner är starkare baser än motsvarande neutrala molekyler. Till exempel är hydroxidanjonen (–OH) en starkare bas än vatten (H2O). När en bas interagerar med en proton kan oniumkatjoner bildas:
· R3O+ - oxoniumkatjon;
· NR4+ - ammoniumkatjon;
· R3S+ - sulfoniumkatjon.
Kvalitativ bedömning av basiciteten hos ämnen med liknande strukturer utförs med samma logik som bedömningen av surhet, men med motsatt tecken.
Därför minskar alla acceptorsubstituenter sin basicitet och alla donatorsubstituenter ökar sin basicitet.
Lewis-syror och baser
Lewis-baser är elektronpardonatorer, precis som Brønsted-baser.
Lewis definition för syror skiljer sig markant från den vanliga (enligt Brønsted). En Lewis-syra är vilken molekyl eller jon som helst som har en tom orbital som kan fyllas med ett elektronpar som ett resultat av interaktion. Om, enligt Brønsted, en syra är en protondonator, så är protonen i sig (H+) enligt Lewis en syra, eftersom dess orbital är tom. Det finns många Lewis-syror: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3, etc. Lewis teori tillåter många reaktioner att beskrivas som syra-bas-interaktioner. Till exempel:
Ofta, i reaktioner med Lewis-syror, deltar organiska föreningar som donerar ett par p-elektroner som baser:
Inom organisk kemi accepteras följande:
· om termen "syra" används betyder det Brønsted-syra;
· om termen "syra" används i Lewis-bemärkelse, säger de "Lewis-syra".
Föreläsning nr 5
Kolväten
Alkaner
· Homologa serier, nomenklatur, isomerism, alkylradikaler. Elektronisk struktur av alkanmolekyler, sp 3 -hybridisering, s-bindning. Längder av C-C och CH-bindningar, bindningsvinklar, bindningsenergier. Rumslig isomerism av organiska ämnen. Metoder för att skildra den rumsliga strukturen av molekyler med sp 3 -hybridiserade kolatomer. Spektrala egenskaper hos alkaner. Fysikaliska egenskaper hos alkaner och mönster för deras förändringar i den homologa serien.
Alkaner (mättade acykliska föreningar, paraffiner)
Alkaner är kolväten med en öppen kedja av atomer, motsvarande formeln C n H 2 n+2, där kolatomerna är förbundna med varandra endast genom σ-bindningar.
Termen "mättad" betyder att varje kol i molekylen av ett sådant ämne är bundet till det maximala antalet atomer (fyra atomer).
Metanets struktur beskrivs i detalj i föreläsning nr 2.
Isomerism, nomenklatur
De första tre medlemmarna av den homologa serien (metan, etan och propan) existerar som en strukturell isomer. Från och med butan växer antalet isomerer snabbt: pentan har tre isomerer och dekan (C 10 H 22) har redan 75.
Kapitel 20. Kvantitativ beskrivning av kemisk jämvikt
20.1. Massaktionens lag
Du bekantade dig med lagen om massverkan genom att studera jämvikten mellan reversibla kemiska reaktioner (kapitel 9, § 5). Kom ihåg att vid konstant temperatur för en reversibel reaktion
a A+ b B d D+ f Fmassaktionens lag uttrycks av ekvationen
Du vet att när man tillämpar lagen om massverkan är det viktigt att veta i vilket tillstånd av aggregation ämnena som är involverade i reaktionen befinner sig. Men inte bara detta: antalet och förhållandet mellan faser i ett givet kemiskt system är viktigt. Baserat på antalet faser delas reaktioner in i homofasisk, Och heterofasisk. Bland heterofasiska finns det fast fas reaktioner.
| Homofasisk reaktion– en kemisk reaktion där alla deltagare befinner sig i samma fas. |
Denna fas kan vara en blandning av gaser (gasfas) eller en flytande lösning (vätskefas). I detta fall kan alla partiklar som deltar i reaktionen (A, B, D och F) utföra kaotiska rörelser oberoende av varandra, och den reversibla reaktionen sker genom hela reaktionssystemets volym. Uppenbarligen kan sådana partiklar antingen vara molekyler av gasformiga ämnen eller molekyler eller joner som bildar en vätska. Exempel på reversibla homofasreaktioner är reaktioner av ammoniaksyntes, förbränning av klor i väte, reaktionen mellan ammoniak och vätesulfid i en vattenlösning, etc.
Om minst ett ämne som deltar i reaktionen är i en annan fas än de andra ämnena, sker den reversibla reaktionen endast vid gränsytan och kallas en heterofasreaktion.
| Heterofasisk reaktion– en kemisk reaktion vars deltagare befinner sig i olika faser. |
Reversibla heterofasiska reaktioner inkluderar reaktioner som involverar gasformiga och fasta ämnen (till exempel sönderdelning av kalciumkarbonat), flytande och fasta ämnen (till exempel utfällning från en lösning av bariumsulfat eller reaktion av zink med saltsyra), såväl som gasformiga ämnen. och flytande ämnen.
Ett specialfall av heterofasiska reaktioner är fastfasreaktioner, det vill säga reaktioner där alla deltagare är fasta ämnen.
Faktum är att ekvation (1) är giltig för alla reversibla reaktioner, oavsett vilken av de listade grupperna den tillhör. Men i en heterofasreaktion är jämviktskoncentrationerna av ämnen som ligger i en mer ordnad fas konstanta värden och kan kombineras till en jämviktskonstant (se kapitel 9, § 5).
Så, för en heterofasreaktion
a A g + b B cr d Dg+ f F crlagen om massaktion kommer att uttryckas av relationen
Typen av detta förhållande beror på vilka ämnen som deltar i reaktionen som är i fast eller flytande tillstånd (flytande om de återstående ämnena är gaser).
I uttrycken för massverkan (1) och (2) betyder formlerna för molekyler eller joner inom hakparenteser jämviktskoncentrationen av dessa partiklar i en gas eller lösning. I detta fall bör koncentrationerna inte vara höga (högst 0,1 mol/l), eftersom dessa förhållanden endast gäller för ideala gaser och ideala lösningar. (Vid höga koncentrationer förblir lagen om massverkan giltig, men istället för koncentration är det nödvändigt att använda en annan fysisk kvantitet (den så kallade aktiviteten), som tar hänsyn till interaktionerna mellan partiklar i en gas eller lösning. Aktivitet är inte proportionell mot koncentrationen).
Lagen om massverkan är inte bara tillämplig på reversibla kemiska reaktioner, många reversibla fysikaliska processer är också föremål för den, till exempel interfasjämvikter för enskilda ämnen under deras övergång från ett aggregationstillstånd till ett annat. Således kan den reversibla processen för avdunstning - kondensering av vatten uttryckas med ekvationen
H 2 O f H 2 O g
För denna process kan vi skriva jämviktskonstantekvationen:
Det resulterande förhållandet bekräftar i synnerhet påståendet som du känner till från fysiken att luftfuktigheten beror på temperatur och tryck.
20.2. Autoprotolyskonstant (jonprodukt)
En annan tillämpning av lagen om massaktion som du känner till är den kvantitativa beskrivningen av autoprotolys (kapitel X § 5). Vet du att homofasjämvikt observeras i rent vatten?
2H 2 O H 3 O + + OH -
för en kvantitativ beskrivning av vilken vi kan använda lagen om massaktion, vars matematiska uttryck är autoprotolys konstant(jonprodukt) av vatten
Autoprotolys är karakteristisk inte bara för vatten, utan också för många andra vätskor vars molekyler är sammankopplade med vätebindningar, till exempel ammoniak, metanol och vätefluorid:
| 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - | K(NH3) = 1,91. 10 -33 (vid -50 o C); |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | K(CH3OH) = 4,90. 10 -18 (vid 25 o C); |
| 2HF H 2 F + + F - | K(HF) = 2,00. 10 –12 (vid 0 o C). |
För dessa och många andra ämnen är autoprotolyskonstanter kända, vilka beaktas vid val av lösningsmedel för vissa kemiska reaktioner.
Symbolen används ofta för att beteckna autoprotolyskonstanten K S.
Autoprotolyskonstanten beror inte på teorin inom vilken autoprotolys övervägs. Värdena på jämviktskonstanter, tvärtom, beror på den antagna modellen. Låt oss verifiera detta genom att jämföra beskrivningen av vattenautoprotolys enligt den protolytiska teorin (kolumn till vänster) och enligt den föråldrade, men fortfarande allmänt använda teorin om elektrolytisk dissociation (kolumn till höger):
Enligt teorin om elektrolytisk dissociation antog man att vattenmolekyler delvis dissocierar (bryts upp) till vätejoner och hydroxidjoner. Teorin förklarade varken orsakerna eller mekanismen för detta "förfall". Namnet "autoprotolyskonstant" används vanligtvis i den protolytiska teorin, och "jonprodukten" används i teorin om elektrolytisk dissociation.
20.3. Surhets- och basicitetskonstanter. PH värde
Massverkans lag används också för att kvantitativt karakterisera olika ämnens syra-basegenskaper. I den protolytiska teorin används surhets- och basicitetskonstanter för detta, och i teorin om elektrolytisk dissociation - dissociationskonstanter.
Du vet redan hur den protolytiska teorin förklarar kemiska ämnens syra-basegenskaper (kapitel XII § 4). Låt oss jämföra detta tillvägagångssätt med tillvägagångssättet för teorin om elektrolytisk dissociation med hjälp av exemplet på en reversibel homofasreaktion med vatten av cyanväte HCN - en svag syra (till vänster - enligt den protolytiska teorin, till höger - enligt teorin av elektrolytisk dissociation):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
K K(HCN) = K C. = = 4,93. 10 –10 mol/l |
HCN H + + CN –
Jämviktskonstant K C i detta fall kallas det dissociationskonstant(eller joniseringskonstant), betecknad TILL och är lika med surhetskonstanten i den protolytiska teorin. K = 4,93. 10 –10 mol/l |
Graden av protolys av en svag syra () i teorin om elektrolytisk dissociation kallas grad av dissociation(om inte denna teori anser att ämnet är en syra).
I den protolytiska teorin, för att karakterisera en bas, kan man använda dess basicitetskonstant, eller så kan man klara sig med surhetskonstanten för den konjugerade syran. I teorin om elektrolytisk dissociation betraktades endast ämnen som dissocierade i lösning till katjon- och hydroxidjoner som baser, därför antog man till exempel att en ammoniaklösning innehåller "ammoniumhydroxid" och senare - ammoniakhydrat
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
KO (NH3) = K C .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + + OH –
Jämviktskonstant K C och i detta fall kallas dissociationskonstanten, betecknad TILL och är lika med basicitetskonstanten. K = 1,74. 10–5 mol/l Det finns inget koncept för en konjugatsyra i denna teori. Ammoniumjon anses inte vara en syra. Den sura miljön i lösningar av ammoniumsalter förklaras av hydrolys. |
1,74. 10 –5 mol/l
Ännu större svårigheter i teorin om elektrolytisk dissociation orsakas av beskrivningen av de grundläggande egenskaperna hos andra ämnen som inte innehåller hydroxyler, till exempel aminer (metylamin CH 3 NH 2, anilin C 6 H 5 NH 2, etc.).
För att karakterisera de sura och basiska egenskaperna hos lösningar används en annan fysikalisk kvantitet - PH värde(anges med pH, läs "peh"). Inom ramen för teorin om elektrolytisk dissociation bestämdes väteindexet enligt följande:
pH = –lg
En mer exakt definition, med hänsyn till frånvaron av vätejoner i lösningen och omöjligheten att ta logaritmiska måttenheter:
pH = –lg()
Det skulle vara mer korrekt att kalla denna kvantitet för "oxonium" snarare än väteindex, men detta namn används inte.
Bestäms på samma sätt som väte hydroxidindex(betecknas pOH, läs "pe oash").
pOH = –lg()
Lockiga parenteser som indikerar det numeriska värdet av en kvantitet i uttryck för väte- och hydroxidindikatorer placeras mycket ofta inte, och glömmer att det är omöjligt att logaritma fysiska kvantiteter.
Eftersom den joniska produkten av vatten är ett konstant värde inte bara i rent vatten, utan också i utspädda lösningar av syror och baser, är väte- och hydroxidindikatorerna relaterade:
K(H 2 O) = = 10 –14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = –14
pH + pHOH = 14
I rent vatten = = 10 –7 mol/l är därför pH = pOH = 7.
I en sur lösning (i en sur lösning) finns det ett överskott av oxoniumjoner, deras koncentration är större än 10-7 mol/l och därför pH< 7.
I en baslösning (alkalisk lösning), tvärtom, finns det ett överskott av hydroxidjoner, och därför är koncentrationen av oxoniumjoner mindre än 10 -7 mol/l; i detta fall pH > 7.
20.4. Hydrolyskonstant
Inom ramen för teorin om elektrolytisk dissociation betraktas reversibel hydrolys (hydrolys av salter) som en separat process, och fall av hydrolys särskiljs
- salter av en stark bas och en svag syra,
- salter av en svag bas och en stark syra, samt
- salter av en svag bas och en svag syra.
Låt oss betrakta dessa fall parallellt inom ramen för den protolytiska teorin och inom ramen för teorin om elektrolytisk dissociation.
Salt av en stark bas och en svag syra
Som ett första exempel, betrakta hydrolysen av KNO 2, ett salt av en stark bas och en svag monobasisk syra.
| K+, NO2- och H2O. NO 2 - är en svag bas och H 2 O är en amfolyt, därför är en reversibel reaktion möjlig NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - , vars jämvikt beskrivs av nitritjonens basicitetskonstant och kan uttryckas i termer av surhetskonstanten för salpetersyrlighet: K o (NO 2 -) = |
När detta ämne löser sig, dissocierar det irreversibelt till K + och NO 2 - joner: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Med samtidig närvaro av H + och NO 2 - joner i lösningen inträffar en reversibel reaktion H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Jämvikten i hydrolysreaktionen beskrivs av hydrolyskonstanten ( Kh) och kan uttryckas genom dissociationskonstanten ( TILL e) salpetersyrlighet: K h = Kc .
= |
Som du kan se är hydrolyskonstanten i detta fall lika med baspartikelns basicitetskonstant.
Trots det faktum att reversibel hydrolys endast sker i lösning, när vatten avlägsnas är det fullständigt "undertryckt", och därför kan produkterna från denna reaktion inte erhållas, inom ramen för teorin om elektrolytisk dissociation är den molekylära ekvationen för hydrolys skriven:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Som ett annat exempel, betrakta hydrolysen av Na 2 CO 3 - ett salt av en stark bas och en svag tvåbasisk syra. Resonemanget här är helt liknande. Inom ramen för båda teorierna erhålls den joniska ekvationen:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
Inom ramen för den protolytiska teorin kallas det ekvationen för protolys av karbonatjonen, och inom ramen för teorin om elektrolytisk dissociation kallas den för joniska ekvationen för hydrolys av natriumkarbonat.
Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH
Inom ramen för TED kallas karbonatjonens basicitetskonstant för hydrolyskonstanten och uttrycks genom "kolsyrans dissociationskonstant i andra steget", det vill säga genom surhetskonstanten för bikarbonatjonen.
Det bör noteras att under dessa förhållanden reagerar HCO 3 -, som är en mycket svag bas, praktiskt taget inte med vatten, eftersom eventuell protolys undertrycks av närvaron av mycket starka baspartiklar i lösningen - hydroxidjoner.
Salt av en svag bas och en stark syra
Låt oss överväga hydrolysen av NH4Cl. Inom ramen för TED är det ett salt av en svag ensyrabas och en stark syra.
| Lösningen av detta ämne innehåller partiklar: NH4+, Cl- och H2O. NH 4 + är en svag syra och H 2 O är en amfolyt, därför är en reversibel reaktion möjlig NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , vars jämvikt beskrivs av surhetskonstanten för ammoniumjonen och kan uttryckas i termer av basicitetskonstanten för ammoniak: KK(NH4+) = |
När detta ämne löser sig dissocierar det irreversibelt till NH 4 + och Cl - joner: NH4Cl = NH4+ + Cl - Vatten är en svag elektrolyt och dissocierar reversibelt: H 2 O H + + OH - NH4++OH-NH3. H2O Om vi lägger till ekvationerna för dessa två reversibla reaktioner och introducerar liknande termer får vi den joniska ekvationen för hydrolys NH4+ + H2O NH3. H2O+H+ Jämvikten för hydrolysreaktionen beskrivs av hydrolyskonstanten och kan uttryckas i termer av dissociationskonstanten för ammoniakhydrat: K h = |
I detta fall är hydrolyskonstanten lika med surhetskonstanten för ammoniumjonen. Dissociationskonstanten för ammoniakhydrat är lika med basicitetskonstanten för ammoniak.
Molekylära ekvationen för hydrolys (inom ramen för TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl
Ett annat exempel på en salthydrolysreaktion av denna typ är hydrolysen av ZnCl2.
| Lösningen av detta ämne innehåller partiklar: Zn 2+ aq Cl- och H2O. Zinkjoner är 2+ akvacationer och är svaga katjonsyror, och H 2 O är en amfolyt, därför är en reversibel reaktion möjlig 2= + H 2 O + + H 3 O + , vars jämvikt beskrivs av surhetskonstanten för zinkvattnet och kan uttryckas genom basicitetskonstanten för triakvahydroxozinkjonen: K K (2+) = = | När detta ämne löses upp dissocieras det irreversibelt till Zn 2+ och Cl - joner: ZnCl2 = Zn2+ + 2Cl - Vatten är en svag elektrolyt och dissocierar reversibelt: H 2 O H + + OH - Med samtidig närvaro av OH - och Zn 2+ joner i lösningen inträffar en reversibel reaktion Zn2+ + OH - ZnOH+ Om vi lägger till ekvationerna för dessa två reversibla reaktioner och introducerar liknande termer får vi den joniska ekvationen för hydrolys Zn2+ + H2O ZnOH+ + H+ Jämvikten i hydrolysreaktionen beskrivs av hydrolyskonstanten och kan uttryckas genom "andra stegets dissociationskonstant för zinkhydroxid": K h = |
Hydrolyskonstanten för detta salt är lika med surhetskonstanten för zinkvattnet, och dissociationskonstanten för zinkhydroxid i det andra steget är basicitetskonstanten för +-jonen.
.+-jonen är en svagare syra än 2+-jonen, så den reagerar praktiskt taget inte med vatten, eftersom denna reaktion undertrycks på grund av närvaron av oxoniumjoner i lösningen. Inom ramen för TED låter detta uttalande så här: "hydrolysen av zinkklorid i det andra steget sker praktiskt taget inte."
Molekylära ekvationen för hydrolys (inom TED):
ZnCl2 + H2O Zn(OH)Cl + HCl.
Salt av en svag bas och en svag syra
Med undantag för ammoniumsalter är sådana salter i allmänhet olösliga i vatten. Låt oss därför betrakta denna typ av reaktion med ammoniumcyanid NH 4 CN som exempel.
| Lösningen av detta ämne innehåller partiklar: NH4+, CN- och H2O. NH 4 + är en svag syra, CN - är en svag bas och H 2 O är en amfolyt, därför är följande reversibla reaktioner möjliga: NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , (1) CN - + H 2 O HCN + OH - , (2) NH4++CN-NH3+HCN. (3) Den senare reaktionen är att föredra eftersom den, till skillnad från de två första, producerar både en svag syra och en svag bas. Det är denna reaktion som övervägande sker när ammoniumcyanid löses i vatten, men det är omöjligt att upptäcka detta genom en förändring i lösningens surhet. Den lätta alkaliseringen av lösningen beror på det faktum att den andra reaktionen fortfarande är något mer att föredra än den första, eftersom surhetskonstanten för cyanväte (HCN) är mycket mindre än basicitetskonstanten för ammoniak. Jämvikten i detta system kännetecknas av surhetskonstanten för blåvätesyra, basicitetskonstanten för ammoniak och jämviktskonstanten för den tredje reaktionen:
Låt oss uttrycka jämviktskoncentrationen av cyanvätesyra från den första ekvationen och jämviktskoncentrationen av ammoniak från den andra ekvationen och ersätta dessa värden i den tredje ekvationen. Som ett resultat får vi
|
När detta ämne löses upp dissocieras det irreversibelt till NH 4 + och CN - joner: NH4CN = NH4+ + CN - Vatten är en svag elektrolyt och dissocierar reversibelt: H 2 O H + + OH - Med samtidig närvaro av OH - och NH 4 + joner i lösningen inträffar en reversibel reaktion NH4++OH-NH3. H2O Och med den samtidiga närvaron av H + och CN - joner inträffar en annan reversibel reaktion Om vi adderar ekvationerna för dessa tre reversibla reaktioner och lägger till liknande termer, får vi den joniska ekvationen för hydrolys NH4++CN-+H2O NH3. H2O+HCN Formen för hydrolyskonstanten är i detta fall följande: K h = Och det kan uttryckas genom dissociationskonstanten för ammoniakhydrat och dissociationskonstanten för cyanväte: K h = |
Molekylära ekvationen för hydrolys (inom ramen för TED):
NH4CN + H2O NH3. H2O+HCN
20.5. Solvatiseringskonstant (produkt av löslighet)
Processen för kemisk upplösning av ett fast ämne i vatten (och inte bara i vatten) kan uttryckas med en ekvation. Till exempel, i fallet med att lösa upp natriumklorid:
NaCl cr + ( n+m)H2O = ++ -
Denna ekvation visar tydligt att den viktigaste orsaken till upplösningen av natriumklorid är hydratiseringen av Na + och Cl - joner.
I en mättad lösning upprättas en heterofasjämvikt:
NaCl cr + ( n+m)H2O ++-,
som lyder massaktionens lag. Men eftersom lösligheten av natriumklorid är ganska betydande, kan uttrycket för jämviktskonstanten i detta fall endast skrivas med hjälp av jonernas aktiviteter, som inte alltid är kända.
Vid jämvikt i en lösning av ett lätt lösligt (eller praktiskt taget olösligt ämne) kan uttrycket för jämviktskonstanten i en mättad lösning skrivas med hjälp av jämviktskoncentrationer. Till exempel för jämvikt i en mättad lösning av silverklorid
AgCl cr + ( n+m)H2O ++ -
Eftersom jämviktskoncentrationen av vatten i en utspädd lösning är nästan konstant kan vi skriva
KG (AgCl) = K C . n+m = .
Detsamma är förenklat
KG (AgCl) = eller K G (AgCl) =
Det resulterande värdet ( K D) kallas hydratiseringskonstanter(i fallet med några, och inte bara vattenlösningar - lösningskonstanter).
Inom ramen för teorin om elektrolytisk dissociation skrivs jämvikten i en AgCl-lösning enligt följande:
AgCl cr Ag + + Cl –
Motsvarande konstant kallas löslighetsprodukt och betecknas med bokstäverna PR.
PR(AgCl) =
Beroende på förhållandet mellan katjoner och anjoner i formelenheten kan uttrycket för solvatiseringskonstanten (löslighetsprodukten) vara olika, till exempel:
Värdena på hydratiseringskonstanter (löslighetsprodukter) för vissa svårlösliga ämnen anges i bilaga 15.
Genom att känna till löslighetsprodukten är det lätt att beräkna koncentrationen av ett ämne i en mättad lösning. Exempel:
1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-
PR(BaSO4) = = 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.
Om det under en kemisk reaktion dyker upp joner i lösningen som är en del av ett svårlösligt ämne, är det lätt att avgöra om det kommer att fällas ut när man känner till produkten av detta ämnes löslighet.
Exempel:
1. Kommer en kopparhydroxidfällning att bildas när 100 ml av en 0,01 M lösning av kalciumhydroxid tillsätts till en lika stor volym av 0,001 M lösning av kopparsulfat?
Cu 2+ + 2OH - Cu(OH) 2
En kopparhydroxidfällning bildas om produkten av koncentrationerna av Cu 2+ och OH - joner är större än produkten av lösligheten av denna svårlösliga hydroxid. Efter sammanslagning av lösningar med lika volym kommer den totala volymen av lösningen att bli dubbelt så stor som volymen av var och en av de ursprungliga lösningarna, därför kommer koncentrationen av var och en av de reagerande ämnena (före reaktionens start) att minska med hälften. Koncentration av kopparjoner i den resulterande lösningen
c(Cu2+) = (0,001 mol/1): 2 = 0,0005 mol/1.
Hydroxidjonkoncentration -
c(OH-) = (2,0,01 mol/1): 2 = 0,01 mol/1.
Kopparhydroxidlöslighetsprodukt
PR = 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.
Produkten av koncentrationer är större än produkten av löslighet, därför kommer en fällning att bildas.
2. Kommer en silversulfatfällning att bildas när lika volymer av 0,02 M natriumsulfatlösning och 0,04 M silvernitratlösning kombineras?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Koncentration av silverjoner i den resulterande lösningen
c(Ag+) = (0,04 mol/l): 2 = 0,02 mol/l.
Koncentration av sulfatjoner i den resulterande lösningen
c(S042-) = (0,02 mol/1): 2 = 0,01 mol/1.
Silversulfatlöslighetsprodukt
PR(Ag 2 SO 4) = 2. = 1,2. 10 –5 mol 3 /l 3.
Produkt av jonkoncentrationer i lösning
{c(Ag +)) 2. c(S042-) = (0,02 mol/l) 2. 0,01 mol/l = 4. 10 –6 mol 3 /l 3.
Produkten av koncentrationer är mindre än produkten av löslighet, därför bildas ingen fällning.
20.6. Grad av omvandling (grad av protolys, grad av dissociation, grad av hydrolys)
Effektiviteten av en reaktion bedöms vanligtvis genom att beräkna utbytet av reaktionsprodukten (avsnitt 5.11). Samtidigt kan reaktionens effektivitet också bedömas genom att bestämma vilken del av det viktigaste (oftast dyraste) ämnet som omvandlades till målreaktionsprodukten, till exempel vilken del av SO 2 som omvandlades till SO 3 under tillverkningen av svavelsyra, det vill säga fynd omvandlingsgrad ursprungligt ämne.
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
klor (reagens) omvandlas lika till kaliumklorid och kaliumhypoklorit. I denna reaktion, även med ett 100% utbyte av KClO, är graden av omvandling av klor till det 50%.
Den kvantitet du känner till - graden av protolys (avsnitt 12.4) - är ett specialfall av omvandlingsgraden:
Inom ramen för TED kallas liknande kvantiteter grad av dissociation syror eller baser (även betecknad som graden av protolys). Dissociationsgraden är relaterad till dissociationskonstanten enligt Ostwalds utspädningslag.
Inom ramen för samma teori kännetecknas hydrolysjämvikten av grad av hydrolys (h), och följande uttryck används som relaterar det till den initiala koncentrationen av ämnet ( Med) och dissociationskonstanter för svaga syror (K HA) och svaga baser som bildas under hydrolys ( K MOH):
Det första uttrycket är giltigt för hydrolys av ett salt av en svag syra, det andra - salter av en svag bas och det tredje - salter av en svag syra och en svag bas. Alla dessa uttryck kan endast användas för utspädda lösningar med en hydrolysgrad på högst 0,05 (5%).
Massverkans lag, homofasreaktioner, heterofasreaktioner, fastfasreaktioner, Autoprotolyskonstant (jonisk produkt), dissociationskonstant (joniseringskonstant), grad av dissociation (jonisering), väteindex, hydroxidindex, hydrolyskonstant, solvatiseringskonstant (löslighetsprodukt). ), omvandlingsgrad .
- Lista de faktorer som ändrar kemisk jämvikt och ändrar jämviktskonstanten.
- Vilka faktorer gör att du kan förskjuta den kemiska jämvikten utan att ändra jämviktskonstanten?
- Det är nödvändigt att framställa en lösning innehållande 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl och 0,24 mol K2SO4 i 1 liter. Hur gör man detta med endast natriumklorid, kaliumklorid och natriumsulfat till ditt förfogande?
- Bestäm graden av protolys av ättiksyra, cyansyra och salpetersyra i decimolära, centimolar och millimolära lösningar.
- Graden av protolys av smörsyra i en 0,2 M lösning är 0,866 %. Bestäm surhetskonstanten för detta ämne.
- Vid vilken koncentration av lösning kommer graden av protolys av salpetersyrlighet att vara lika med 0,2?
- Hur mycket vatten måste tillsättas till 300 ml 0,2 M ättiksyralösning så att graden av sur protolys fördubblas?
- Bestäm graden av protolys för hypobromsyra om dess lösning har pH = 6. Vad är koncentrationen av syra i denna lösning?
- Lösningens pH-värde är 3. För detta, vad bör koncentrationen av a) salpeter, b) ättiksyra vara?
- Hur ska koncentrationen av a) oxoniumjoner, b) hydroxidjoner i en lösning ändras så att lösningens pH-värde ökar med ett?
- Hur många oxoniumjoner finns i 1 ml lösning vid pH = 12?
- Hur förändras vattnets pH-värde om 0,4 g NaOH tillsätts till 10 liter?
- Beräkna koncentrationerna av oxonium- och hydroxidjoner, såväl som värdena för väte- och hydroxidindikatorerna i följande vattenlösningar: a) 0,01 M HCl-lösning; b) 0,01 M lösning av CH3COOH; c) 0,001 M NaOH-lösning; d) 0,001 M NH3-lösning.
- Med hjälp av värdena för löslighetsprodukter som anges i bilagan, bestäm koncentrationen och massfraktionen av lösta ämnen i en lösning av a) silverklorid, b) kalciumsulfat, c) aluminiumfosfat.
- Bestäm volymen vatten som krävs för att lösa upp bariumsulfat som väger 1 g vid 25 o C.
- Vad är massan av silver som finns i form av joner i 1 liter silverbromidlösning mättad vid 25 o C?
- Vilken volym silversulfidlösning mättad vid 25 o C innehåller 1 mg löst ämne?
- Kommer en fällning att bildas om en lika stor volym av 0,4 M KCl-lösning tillsätts till en 0,05 M lösning av Pb(NO 3) 2?
- Bestäm om en fällning kommer att bildas efter att ha hällt 5 ml av en 0,004 M CdCl2-lösning och 15 ml av en 0,003 M KOH-lösning.
- Följande ämnen finns till ditt förfogande: 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, CO2, N2, Ba(OH)2. 8H2O, AgNO3. För vart och ett av dessa ämnen, svara på följande frågor på ett separat kort:
1) Vilken typ av struktur har detta ämne under normala förhållanden (molekylär eller icke-molekylär)?
2) I vilket tillstånd av aggregation befinner sig detta ämne i rumstemperatur?
3) Vilken typ av kristaller bildar detta ämne?
4) Beskriv den kemiska bindningen i detta ämne.
5) Vilken klass tillhör detta ämne enligt den traditionella klassificeringen?
6) Hur interagerar detta ämne med vatten? Om det löser sig eller reagerar, ge den kemiska ekvationen. Kan vi vända denna process? Om vi gör det, under vilka förutsättningar? Vilka fysikaliska storheter kan karakterisera jämviktstillståndet i denna process? Om ett ämne är lösligt, hur kan dess löslighet ökas?
7) Är det möjligt att reagera detta ämne med saltsyra? Om möjligt, under vilka förutsättningar? Ge reaktionsekvationen. Varför uppstår denna reaktion? Är det reversibelt? Om reversibel, då under vilka förhållanden? Hur kommer utbytet i denna reaktion att öka? Vad kommer att förändras om torr väteklorid används istället för saltsyra? Ge motsvarande reaktionsekvation.
8) Är det möjligt att reagera detta ämne med en lösning av natriumhydroxid? Om möjligt, under vilka förutsättningar? Ge reaktionsekvationen. Varför uppstår denna reaktion? Är det reversibelt? Om reversibel, då under vilka förhållanden? Hur kommer utbytet i denna reaktion att öka? Vad förändras om du använder torr NaOH istället för natriumhydroxidlösning? Ge motsvarande reaktionsekvation.
9) Ange alla metoder som du känner till för att erhålla detta ämne.
10) Ge alla namn på detta ämne som du känner till.
När du svarar på dessa frågor kan du använda valfri referenslitteratur.
