Genel durumda, Bronsted-Lowry protolitik teorisine uygun olarak, denklem (4.2)'ye göre, zayıf bir monobazik asidin ayrışması için elimizde:
Gerçek termodinamik sabit İLE bu denge sağlanacak
tüm aktivitelerin dengede olduğu yer. Bu oranı şu şekilde gösterelim:
Önceki durumda olduğu gibi iki sabitin çarpımını belirtin İLE ve bir (H 2 O) ila (H 2 O) \u003d const T= inşaat Daha sonra
veya yaklaşık olarak:
tüm konsantrasyonların dengede olduğu yer. Buradaki değer İLE A isminde asit ayrışma (iyonizasyon) sabiti veya basitçe asitlik sabiti.
Birçok zayıf asit için sayısal değerler İLE Açok küçükler, bu yüzden bunun yerine İLE A uygula güç göstergesi (veya sadece bir gösterge):
RK A =- lg İLE A .
Daha fazla İLE A(yani, daha küçük p İLE A ), asit ne kadar güçlüyse.
Bir monobazik asit HB'nin başlangıç konsantrasyonunun çözeltideki ayrışma (iyonlaşma) derecesine eşit olmasına izin verin. Daha sonra iyonların denge konsantrasyonları [Н 3 О + ] ve [В - ] şuna eşit olacaktır: [Н 3 О + ] = [В - ] = αс A , denge asit konsantrasyonu [HB] = İle A - α İle A = İle A(1 - a). Denge konsantrasyonlarının bu değerlerini denge sabiti (4.10) ifadesine değiştirerek şunu elde ederiz:
Konsantrasyon yerine İle A karşılıklı olarak kullan V- l / mol olarak ifade edilen seyreltme (seyreltme), v=1/İle A , o zaman formülü İLE A gibi görünecek:
Bu oran ve ifade
betimlemek Ostwald'ın seyreltme yasası (veya seyreltme yasası) zayıf bir ikili elektrolit için. a1 için (birçok analitik sistemde tipik bir durum)
Genel durumda, herhangi bir bileşime sahip zayıf bir elektrolitin K n A m şemaya göre iyonlara ayrıştığını göstermek kolaydır.
K n A m = PİLE t+ +t A N -
Ostwald'ın seyreltme yasası ilişkiyle tanımlanır
Nerede İle- zayıf bir elektrolitin, örneğin zayıf bir asidin başlangıç konsantrasyonu. Yani ortofosforik asit H3RO4 için (P = 3,
T= 1), şemaya göre toplamda iyonlara bozunur
.
İkili bir elektrolit için ilişki (4.11)'e dönüşür. a1 için elimizde:
Bir monobazik asit HB çözeltisinin pH'ının denge değerini bulalım. Hidrojen iyonlarının denge konsantrasyonu
Gösterimi kullanarak şunu elde ederiz:
pH = 0,5(p İLE A+p İle A). (4.12)
Bu nedenle zayıf bir monobazik asit çözeltisinin denge pH değerini hesaplamak için bu asidin asitlik sabitini bilmek gerekir. İLE A ve başlangıç konsantrasyonu İle A .
Başlangıç konsantrasyonu 0,01 mol/l olan bir asetik asit çözeltisinin pH'ını hesaplayın.
Asetik asit için oda sıcaklığında İLE A = 1,74 10 -5 ve p İLE A = 4,76.
Formül (4.12)'ye göre şunu yazabiliriz:
pH = 0,5(p İLE A+p İle A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
Herhangi bir zayıf çözümün dengeleri için de benzer bir değerlendirme yapılabilir. çok bazlı asitler.
Polibazik asitler, her biri kendi denge sabiti ile karakterize edilen birkaç aşamada adım adım iyonlara ayrışır. kademeli asit ayrışma sabiti.Örneğin, ortoborik asit H3BO3 çözeltilerinde dengeler kurulur (sabitlerin değerleri 25 ° C için verilmiştir):
H3BO3 + H2O \u003d H3O++, İLE 1
= 
H2O \u003d H3O++, İLE 2
= 
H2O \u003d H3O++, İLE 3 =
Sonraki her aşamanın asit ayrışma sabiti, önceki aşamanın ayrışma sabitinden genellikle birkaç kat daha azdır.
Tüm adım adım ayrışma sabitlerinin çarpımı, toplam asit ayrışma sabiti K'ya eşittir:
İLE 1 İLE 2 ...İLE P =K.
Böylece ortoborik asit için değeri görmek kolaydır.
İLE 1
İLE 2
İLE 3
=K= 
şemaya göre toplam asit ayrışma sabitidir:
4.3.2 Zayıf baz çözeltilerinin bazlık sabiti ve pH'ı
Bronsted-Lowry'nin asit ve bazlarının protolitik teorisine uygun olarak, genel olarak, tek bir asit zayıf B bazının sulu çözeltilerde iyonizasyonu için aşağıdakiler yazılabilir:
B + H2O \u003d HB + + OH -
Bazın iyonlaşma derecesi a1 ise konsantrasyon sabiti bu kimyasal dengenin sabiti olarak alınabilir.
Bir öncekine benzer şekilde ilerleyerek şunu elde ederiz:
İLE = =K B = const ne zaman T= sabit
iki sabitin çarpımı olarak İLE\u003d sabit ve [H 2 O] \u003d sabit.
Miktarı arayalım k B , bu nedenle eşit
k B = , (4.13)
zayıf bir tek asit bazının ayrışma (iyonlaşma) sabitiveyasadece bir temellik sabiti bu taban ve değer
P k B = k B ,
Bazlık sabitinin bir güç göstergesi (veya basitçe bir göstergesi).
İncelenmekte olan davada Ostwald seyreltme yasasına göre (bağıntıya benzer (4.11))
k B =,
tek bir asit zayıf bazının iyonlaşma derecesi ve başlangıç konsantrasyonu. Zayıf bir a1 tabanı için, o zaman
Oda sıcaklığında söz konusu monoasit bazın sulu çözeltisinin denge pH değerini bulalım. Formül (4.7)'ye uygun olarak elimizde:
pH = p İLE w - rOH = 14 - rOH.
pOH = [OH - ] değerini belirleyelim. Açıkça
[OH -] = = 
Göstergelerin kullanılması pON = [OH - ], p İLE B =K B Ve
p = , şunu elde ederiz: pOH = 0,5 (p İLE B+ p). Bu ifadeyi yukarıdaki pH formülünde yerine koyarsak, ilişkiye ulaşırız.
pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0,5 (p İLE B+ p).
Dolayısıyla, zayıf bir tek asit bazının çözeltisindeki denge pH değeri, formül (4.15) kullanılarak hesaplanabilir:
pH = 14 - 0,5 (p İLE B+ p). (4.15)
Oda sıcaklığında 0,01 mol/l sulu amonyak çözeltisinin pH değerini hesaplayalım. İLE B= ve p İLE B = 4,76.
Sulu bir amonyak çözeltisinde bir denge kurulur:
çoğunlukla sola kaydırılır, böylece amonyağın iyonlaşma derecesi olur. Bu nedenle pH değerini hesaplamak için (4.15) ilişkisini kullanabilirsiniz:
pH = 14 - 0,5 (p İLE B+ p) =
Benzer bir değerlendirme herhangi bir zayıflık için de yapılabilir. poliasit gerekçesiyle. Doğru, bu durumda daha hantal ifadeler elde ediliyor.
Zayıf polibazik asitler gibi zayıf poliasit bazlar da aşamalar halinde ayrışır ve her ayrışma aşaması aynı zamanda bazın kendi aşamalı ayrışma sabitine - aşamalı baziklik sabitine - sahiptir.
Dolayısıyla, örneğin sulu çözeltilerdeki kurşun hidroksit Pb (OH) 2, iki aşamada iyonlara ayrışır:
Aynı denge, bir bazın bir protona bağlanan, bu durumda onu bir su molekülünden kabul eden bir madde olarak tanımına bağlı kalarak (protolitik teori çerçevesinde) başka bir şekilde yazılabilir:
Bu durumda aşamalı baziklik sabitleri şu şekilde temsil edilebilir:
Bu dengelerin böyle bir kaydıyla, su molekülünden gelen protonun, su molekülünün () oluşmasıyla hidroksil grubuna geçtiği, bunun sonucunda kurşun (II) atomunun yakınındaki su moleküllerinin sayısının arttığı varsayılmaktadır. her ayrışma adımında birer birer artar ve kurşun (II) atomuna bağlı hidroksil gruplarının sayısı da bir azalır.
İş İLE 1 İLE 2 =K=[Pb2+] [OH -]2 / [Pb(OH)2] =
2.865 nerede İLE- şemaya göre tam ayrışma sabiti
veya başka bir şemaya göre
sonuçta aynı sonuca varıyor.
Başka bir örnek, sulu çözeltide iki aşamada iyonizasyona uğrayan organik baz etilendiamindir. İlk aşama:
İkinci adım:
İş 
-
toplam ayrışma sabiti. Dengeyle eşleşiyor
Denge sabitlerinin sayısal değerleri yukarıda oda sıcaklığı için verilmiştir.
Polibazik asitlerde olduğu gibi, zayıf bir poliasit bazı için, sonraki her adımın ayrışma sabiti genellikle önceki adımın ayrışma sabitinden birkaç kat daha küçüktür.
Masada. 4.2, bazı zayıf asit ve bazların asitlik ve bazlık sabitlerinin sayısal değerlerini gösterir.
Tablo 4.2. Bazı asit ve bazların sulu çözeltilerinde gerçek termodinamik iyonlaşma sabitleri.
İLE A- asitlik sabiti, İLE B- baziklik sabiti,
İLE 1 - ilk aşama için ayrışma sabiti,
İLE 2
- ikinci aşama vb. için ayrışma sabiti.
| Zayıf asitlerin ayrışma sabitleri |
||
| Asit | İLE A | R İLE A=-lg İLE A |
| azotlu Aminoasetik benzoik Borik (ortoborik) Tetrabornaya Protolitik reaksiyon türleri. MU "Çözümler" s. 52-55 Suyun otoprotolizi. Suyun iyonik ürünü.MU "Çözümler» sayfa 56 Su moleküllerinin küçük bir kısmı, çok zayıf bir elektrolit olmasına rağmen her zaman iyonik durumdadır. Suyun iyonlaşması ve daha fazla ayrışması, daha önce de belirtildiği gibi, asit-baz orantısızlığının veya otoprotolizin protolitik reaksiyonunun denklemi ile açıklanmaktadır. Su çok zayıf bir elektrolittir, dolayısıyla ortaya çıkan konjuge asit ve konjuge baz güçlüdür. Bu nedenle bu protolitik reaksiyonun dengesi sola kayar. Bu dengenin sabiti K eşittir = Su iyonlarının konsantrasyonunun çarpımının niceliksel değeri × suyun iyonik ürünü. Şuna eşittir: × = K eşittir. × 2 = 1 × 10 - 14 Bu nedenle: KH 2O \u003d × \u003d 10 - 14 veya basitleştirilmiş KH 2O \u003d × \u003d 10 - 14 KH2O suyun iyonik ürünüdür, suyun otoprotoliz sabiti veya basitçe suyun sabitidir. K H 2 O sıcaklığa bağlıdır. t°C arttıkça artar. Kimyasal olarak saf suda = = = 1×10 – 7 . Burası tarafsız bir ortam. Çözeltide > olabilir - ortam asidiktir veya< – среда щелочная = ; = PH değeri Çözeltilerin asitliğini ölçmek için şunu kullanın: hidrojen iyonu konsantrasyon göstergesi pH'ı. Hidrojen indeksi, bir çözeltideki serbest hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasına eşit bir değerdir. pH = – lg ⇒ = 10 – pH Nötr bir ortamda pH = 7 Asidik pH'ta< 7 Alkali pH > 7'de Ortamın bazlığını karakterize etmek için hidroksil indeksi pOH kullanılır. pOH \u003d - lg [OH -] ⇒ [OH -] \u003d 10 - pOH pH + pOH = 14 Þ pH = 14 - pOH ve pOH = 14 - pH Asit ve baz çözeltilerinin pH'ını hesaplamak için formüller. pH = – lg
Tamamen ayrışma koşulu altında C(HCl) = 0,1 mol/l olan bir HCl çözeltisinin pH'ını hesaplayın. C(HCl) = 0,1 mol/1; pH \u003d - lg 0,1 \u003d 1 2. Güçlü bazlar: [OH - ] \u003d C (1 / z bazları) Aynı koşullar altında NaOH çözeltisinin pH'ını hesaplayın. C(NaOH) = 0,1 mol/1; = = 10 – 13; pH \u003d - lg 10 - 13 \u003d 13 3. Zayıf asitler Molar konsantrasyonu 0,5 mol/l olan bir asetik asit çözeltisinin pH'ını hesaplayın. CH 3COOH \u003d 1,8 × 10 - 5'e. 3×10 - 3 pH \u003d - lg 3 × 10 - 3 \u003d 2,5 4. Zayıf bazlar Molar konsantrasyonu 0,2 mol/L olan bir amonyak çözeltisinin pH'ını hesaplayın. K NH 3 \u003d 1,76 × 10 - 5 1,88×10 - 3 0,53 × 10 - 11; pH \u003d - lg 0,53 × 10 - 11 \u003d 11,3 5. C (H +) \u003d [H +] \u003d 10 - pH pH = 7'de, [H+] = 10 - 7 PH'ı belirlemek için çeşitli yöntemler vardır: göstergelerin ve iyonomer cihazların kullanılması. Vücudun kimyasal reaksiyonları ve biyokimyasal süreçleri için pH değeri. Pek çok reaksiyonun belirli bir yönde ilerlemesi için ortamın kesin olarak tanımlanmış bir pH değeri gerekir. Normalde sağlıklı bir vücutta çoğu biyolojik sıvının ortamının reaksiyonu nötre yakındır. Kan - 7.4 Tükürük - 6.6 Bağırsak suyu - 6,4 Safra - 6.9 İdrar - 5.6 Mide suyu: a) istirahatte - 7,3 b) sindirim durumunda - 1.5-2 PH'ın normdan sapması tanısal (hastalığın belirlenmesi) ve prognostik (hastalığın seyri) değere sahiptir. Asidoz pH'ın asit tarafına kaymasıdır, pH düşer, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu artar. Alkaloz - pH alkali bölgeye kayar, pH artar, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu azalır. Kan pH'ının normdan onda birine kadar geçici bir sapması vücutta ciddi rahatsızlıklara yol açar. Kan pH'ındaki uzun süreli dalgalanmalar ölümcül olabilir. Kan pH'ındaki sapmalar 6,8 - 8 olabilir, bu aralığın dışındaki herhangi bir yöndeki değişiklikler yaşamla bağdaşmaz. Birleşik ve izole edilmiş protolitik dengeler. Protolitik süreçler geri dönüşümlü reaksiyonlardır. Protolitik dengeler daha zayıf asit ve bazların oluşumuna eğilimlidir. Bir protona sahip olmak için farklı güçteki bazlar arasındaki rekabet olarak görülebilirler. İzole edilmiş ve birleşik dengelerden bahsediyorlar. Eş zamanlı olarak var olan birkaç denge birbirinden bağımsızsa bunlara izole edilmiş denir. Bunlardan birinde dengede meydana gelen bir değişiklik, diğerinde denge konumunda bir değişiklik meydana getirmez. Bunlardan birinde dengede meydana gelen bir değişiklik diğerinde de dengede bir değişikliğe yol açıyorsa, o zaman birleşik (eşlenik, rakip) dengelerden söz ederiz. Birleşik dengeye sahip sistemlerde baskın süreç, denge sabitinin daha büyük bir değeriyle karakterize edilen süreçtir. İkinci süreç baskın olacak çünkü denge sabiti birinci sürecin denge sabitinden daha büyüktür. İkinci süreçte denge büyük ölçüde sağa kayar çünkü metilamin amonyaktan daha güçlü bir bazdır, NH4+ CH3NH3+'dan daha güçlü bir asittir. Çözüm: Güçlü baz, zayıf bazın iyonlaşmasını bastırır. Bu nedenle, amonyak ve metilamin karışımına az miktarda hidroklorik asit eklendiğinde metilamin esas olarak protonasyona uğrayacaktır. Ve ayrıca: en güçlü asit, zayıf asitlerin iyonlaşmasını bastırır. Dolayısıyla mide suyunda bulunan hidroklorik asit, asetik asitin (yiyecekle birlikte gelir) veya asetilsalisilik asidin (ilaç) iyonlaşmasını engeller. ______________________________________________________________
Yani bu teoriye göre Asit, molekülleri (iyonlar dahil) proton verme kapasitesine sahip herhangi bir maddedir; proton bağışçısı olun; Baz, molekülleri (iyonlar dahil) bir protonu bağlayabilen herhangi bir maddedir; proton alıcısı olun; Amfolit, protonların hem vericisi hem de alıcısı olan herhangi bir maddedir. Bu teori sadece nötr moleküllerin değil iyonların da asit-baz özelliklerini açıklar. Proton veren bir asit, bu asitle konjuge olan bir baza dönüşür. "Asit" ve "baz" kavramları göreceli kavramlardır, çünkü aynı parçacıklar (moleküller veya iyonlar) ortağa bağlı olarak hem bazik hem de asidik özellikler sergileyebilir. Protolitik dengede asit-baz çiftleri oluşur. Proton teorisine göre hidroliz, iyonlaşma ve nötrleşme reaksiyonları özel bir olay olarak kabul edilmez, protonların asitten baza olağan geçişi olarak kabul edilir. Hidrojen iyonunun ayrılmasından sonra oluşan A Parçacığı | ||
| Belirli bir asite konjuge olan baz denir çünkü. H+ iyonunu kendisine yeniden bağlayabilmektedir. | ||
| Protolitik teoriye göre asitler ve bazlar üç tipte olabilir: nötr, anyonik ve katyonik. Birincisinin rolü, bir H + iyonu verebilen veya ekleyebilen nötr moleküller tarafından oynanır, örneğin: HCl, H2S04, HNO3 (asitler); NH3, CH3-O-CH3 (bazlar). Anyonik bazlar ve asitler negatif yüklü iyonlardır, örneğin: HSO 4 -, HPO 4 2-, HS - (asitler); OH -, Cl -, NO 3 - (bazlar). Döküm katyonik bazlar ve asitler pozitif yüklü iyonlar örneğin etki eder: NH4+, H3O+ (asitler); H 2 N–NH3 +, H 2 N– (CH2) 2 –NH3 + (bazlar). Pek çok parçacık (hem molekül hem de iyon) amfoterik özelliklere sahiptir; koşullara bağlı olarak hem asit hem de baz olarak etki gösterebilirler, örneğin: H2O, NH3, HSO4-, H2N–NH3+, vb. Bu bileşiklere amfiprotik veya amfolitler denir. Bronsted-Lowry teorisi Arrhenius teorisinden daha mükemmel olmasına rağmen bazı dezavantajları da vardır ve kapsamlı değildir. Bu nedenle, bir asit işlevi sergileyen ancak bileşimlerinde H + iyonları içermeyen birçok madde için geçerli değildir, örneğin: BCl3, AlCl3, BF3, FeCl3, vb. | ||
burada: Ka – asitlik sabiti; K p denge sabitidir.
Asit orada daha güçlüdür, asitlik sabiti ne kadar büyük olursa. pKa değerleri sıklıkla kullanılır. pKa değeri ne kadar küçük olursa asit o kadar güçlü olur.
pKaa = -lgK a
Örneğin, fenolün pKa'sı = 10, etanolün pKa'sı = 16. Bu, fenolün etil alkolden altı kat daha güçlü (bir milyon kat) daha güçlü asit olduğu anlamına gelir.
Baziklik pKb cinsinden ifade edilebilir.
RKb = 14 - pKA
Suyun pKa'sının 15,7 olduğunu hatırlamak önemlidir. PKa'sı sudan büyük olan hiçbir madde sulu çözeltilerde asidik özellikler gösteremez. Daha güçlü bir asit olan su, daha zayıf asitlerin ayrışmasını engeller. Çoğu organik bileşiğin asidik özellikleri suyunkinden birçok kez daha zayıf olduğundan, asitliklerini değerlendirmek için polarografik bir yaklaşım geliştirilmiştir (I.P. Beletskaya ve diğerleri). PKa = 50'ye kadar asitlik tahminine izin verir, ancak çok zayıf asitler için pKa değerleri yalnızca çok kabaca tahmin edilebilir.
Asitliğin niteliksel bir değerlendirmesi, hem yapıya benzer madde serilerinde hem de çeşitli sınıflardaki bileşikler için son derece önemlidir. Bir asidin proton verme yeteneği, ortaya çıkan anyonun stabilitesi ile ilgilidir. Ortaya çıkan anyon ne kadar kararlı olursa, protonu geri yakalayıp nötr bir moleküle dönüşme isteği de o kadar az olur. Bir anyonun bağıl stabilitesini değerlendirirken çeşitli faktörlerin dikkate alınması gerekir.
Proton veren bir atomun doğası. Bir atom ne kadar kolay proton kaybederse, elektronegatifliği ve polarize edilebilirliği de o kadar yüksek olur. Bu nedenle bir dizi asitte ayrışma yeteneği aşağıdaki şekilde azalır:
S-h>Ö-H>-N-h>C-H
Bu seri, periyodik tablodan bilinen atomların özelliklerine mükemmel bir şekilde uymaktadır.
Çevrenin etkisi. Yapı olarak benzer maddeler karşılaştırıldığında değerlendirme, proton veren atomdaki elektron yoğunluğunun karşılaştırılması yoluyla gerçekleştirilir. Yükün azalmasına katkıda bulunan tüm yapısal faktörler anyonu stabilize ederken, yükteki artış onu dengesizleştirir. Böylece tüm alıcılar asitliği artırır, tüm donörler ise azaltır.
Bu, elektron transferinin (endüktif veya mezomerik) hangi etkisinin elektron yoğunluğunun yeniden dağılımına neden olduğuna bakılmaksızın gerçekleşir.
çözme etkisi. Solvasyon (çözücü moleküllerle etkileşim), anyon ve çözücü molekülleri arasındaki aşırı elektron yoğunluğunun yeniden dağıtılması nedeniyle anyonun stabilitesini arttırır. Genel olarak desen şu şekildedir:
Çözücü ne kadar polar olursa, çözünme de o kadar güçlü olur;
İyon ne kadar küçük olursa o kadar iyi çözülür.
Brönsted'e göre baziklik, bir maddenin bir protonla etkileşimi için elektron çiftini sağlama yeteneğidir. Kural olarak bunlar molekülde nitrojen, oksijen ve kükürt atomları içeren maddelerdir.
Temel merkez ne kadar zayıfsa bir çift elektron tutarsa baziklik o kadar yüksek olur. Sırayla
R3-N >R2O>R2S
baziklik azalır. Bu diziyi "NOS" anımsatıcı kuralını kullanarak hatırlamak kolaydır.
Brønsted bazları arasında bir ilişki vardır: anyonlar karşılık gelen nötr moleküllerden daha güçlü bazlardır. Örneğin hidroksit anyonu (-OH), sudan (H2O) daha güçlü bir bazdır. Bir baz bir protonla etkileşime girdiğinde onyum katyonları oluşturulabilir:
R3O+ - oksonyum katyonu;
NR 4 + - amonyum katyonu;
· R 3 S + - sülfonyum katyonu.
Benzer yapıya sahip maddelerde bazlığın niteliksel değerlendirmesi, asitliğin değerlendirilmesiyle aynı mantık kullanılarak, ancak zıt işaretle gerçekleştirilir.
Bu nedenle, tüm alıcı ikame edicilerin bazikliği azalır, tüm donör ikame edicilerin bazikliği artar.
Lewis asitleri ve bazları
Lewis bazları, Brønsted bazları gibi elektron çifti donörleridir.
Lewis'in asit tanımı, alışılagelmiş tanımdan önemli ölçüde farklıdır (Brönsted'e göre). Lewis'e göre Lewis asidi, etkileşim sonucunda bir elektron çifti ile doldurulabilen serbest bir yörüngeye sahip herhangi bir molekül veya iyondur. Bronsted'e göre bir asit proton donörü ise, o zaman Lewis'e göre protonun kendisi (H +) bir asittir çünkü yörüngesi boştur. Çok sayıda Lewis asidi vardır: Na +, Mg2+, SnCl4, SbCl5, AlCl3, BF3, FeBr3, vb. Lewis teorisi birçok reaksiyonun asit-baz etkileşimleri olarak tanımlanmasına izin verir. Örneğin:
Çoğunlukla Lewis asitleriyle reaksiyonlarda, bir çift p-elektronunun donörleri olan organik bileşikler baz olarak katılır:
Organik kimyada aşağıdakiler kabul edilir:
· "Asit" terimi kullanıldığında Brønsted asidi anlamına gelir;
Eğer “asit” terimi Lewis anlamında kullanılırsa “Lewis asidi” derler.
Ders #5
hidrokarbonlar
Alkanlar
· Homolog seriler, terminoloji, izomerizm, alkil radikalleri. Alkan moleküllerinin elektronik yapısı, sp 3 hibridizasyonu, s-bağı. C-C ve C-H bağ uzunlukları, bağ açıları, bağ enerjileri. Organik maddelerin uzaysal izomerizmi. Sp3 hibritlenmiş karbon atomlarına sahip moleküllerin uzaysal yapısını tasvir etmeye yönelik yöntemler. Alkanların spektral özellikleri. Alkanların fiziksel özellikleri ve homolog serilerdeki değişim kalıpları.
Alkanlar (doymuş asiklik bileşikler, parafinler)
Alkanlar, karbon atomlarının yalnızca σ bağlarıyla birbirine bağlandığı C n H 2 n + 2 formülüne karşılık gelen açık atom zincirine sahip hidrokarbonlardır.
"Doymuş" terimi, böyle bir maddenin molekülündeki her karbonun mümkün olan maksimum sayıda atomla (dört atomlu) ilişkili olduğu anlamına gelir.
Metanın yapısı 2 numaralı derste ayrıntılı olarak anlatılmıştır.
İzomerizm, isimlendirme
Homolog serinin ilk üç üyesi (metan, etan ve propan) tek bir yapısal izomer olarak mevcuttur. Bütandan başlayarak izomerlerin sayısı hızla artıyor: pentanın üç izomeri var ve dekanın (C10H22) zaten 75 izomeri var.
Bölüm 20
20.1. Hareket eden kütleler kanunu
Tersinir kimyasal reaksiyonların dengesini inceleyerek kütle etki yasasını öğrendiniz (Bölüm 9 § 5). Tersinir bir reaksiyon için sabit sıcaklıkta bunu hatırlayın
A A+ B B D d+ F Fkütle eylemi yasası denklemle ifade edilir
Kütle etki yasasını uygularken reaksiyona katılan maddelerin hangi kümelenme durumunda olduğunu bilmenin önemli olduğunu biliyorsunuz. Ancak yalnızca bu da değil: Belirli bir kimyasal sistemdeki fazların sayısı ve oranı da önemlidir. Faz sayısına göre reaksiyonlar aşağıdakilere ayrılır: homofazik, Ve heterofaz. Heterofazik olanlar arasında, Katı Faz reaksiyonlar.
| Homofazik reaksiyon Tüm katılımcıların aynı aşamada olduğu kimyasal bir reaksiyon. |
Böyle bir faz, bir gaz karışımı (gaz fazı) veya bir sıvı çözelti (sıvı faz) olabilir. Bu durumda reaksiyona katılan tüm parçacıklar (A, B, D ve F) birbirlerinden bağımsız olarak kaotik hareket gerçekleştirme yeteneğine sahiptir ve tersinir reaksiyon, reaksiyon sisteminin tüm hacmi boyunca ilerler. Açıkçası, bu tür parçacıklar ya gaz halindeki maddelerin molekülleri ya da bir sıvıyı oluşturan moleküller ya da iyonlar olabilir. Tersinir homofaz reaksiyonlarının örnekleri, amonyak sentezi reaksiyonları, hidrojende klorun yanması, sulu bir çözeltide amonyak ile hidrojen sülfit arasındaki reaksiyon vb.'dir.
Reaksiyona katılan en az bir madde diğer maddelerden farklı bir fazdaysa, bu durumda tersinir reaksiyon yalnızca arayüzeyde ilerler ve heterofaz reaksiyonu olarak adlandırılır.
| heterofazik reaksiyon- katılımcıları farklı aşamalarda olan kimyasal bir reaksiyon. |
Tersine çevrilebilir heterofazik reaksiyonlar, gazlı ve katı maddeleri (örneğin, kalsiyum karbonatın ayrışması), sıvı ve katı maddeleri (örneğin, bir baryum sülfat çözeltisinden çökeltme veya çinkonun hidroklorik asit ile reaksiyonu) yanı sıra gazlı ve katı maddeleri içeren reaksiyonları içerir. sıvı maddeler.
Heterofaz reaksiyonlarının özel bir durumu katı faz reaksiyonlarıdır, yani tüm katılımcıların katı olduğu reaksiyonlardır.
Aslında denklem (1), listelenen gruplardan hangisine ait olduğuna bakılmaksızın herhangi bir tersinir reaksiyon için geçerlidir. Ancak bir heterofaz reaksiyonunda, daha düzenli bir fazdaki maddelerin denge konsantrasyonları sabittir ve bir denge sabitinde birleştirilebilir (bkz. Bölüm 9 § 5).
Yani, bir heterofaz reaksiyonu için
A bir g+ B B cr D D r+ F F crkitlesel eylem yasası ilişkiyle ifade edilecektir.
Bu oranın türü, reaksiyona katılan hangi maddelerin katı veya sıvı halde olduğuna (geri kalan maddeler gaz ise sıvı) bağlıdır.
Kütle etkisi kanunu ifadelerinde (1) ve (2) köşeli parantez içindeki molekül veya iyon formülleri, bu parçacıkların bir gaz veya çözelti içindeki denge konsantrasyonu anlamına gelir. Bu durumda konsantrasyonlar büyük olmamalıdır (0,1 mol/l'den fazla olmamalıdır), çünkü bu oranlar yalnızca ideal gazlar ve ideal çözeltiler için geçerlidir. (Yüksek konsantrasyonlarda, kütle etkisi yasası geçerliliğini korur, ancak konsantrasyon yerine gaz parçacıkları veya çözeltiler arasındaki etkileşimleri hesaba katan başka bir fiziksel nicelik (aktivite adı verilen) kullanılması gerekir. Etkinlik, konsantrasyonla orantılı değildir) .
Kütle etkisi yasası yalnızca tersinir kimyasal reaksiyonlar için geçerli değildir, aynı zamanda birçok tersinir fiziksel süreç de buna uyar; örneğin, tek tek maddelerin bir toplanma durumundan diğerine geçişleri sırasındaki arayüzey dengesi. Böylece, tersinir buharlaşma - suyun yoğunlaşması süreci denklemle ifade edilebilir.
H 2 O f H 2 O g
Bu işlem için denge sabitinin denklemini yazabiliriz:
Ortaya çıkan oran, özellikle fizikten bildiğiniz, hava neminin sıcaklığa ve basınca bağlı olduğu iddiasını doğrulamaktadır.
20.2. Otoprotoliz sabiti (iyonik ürün)
Kitle eylemi yasasının bildiğiniz bir başka uygulaması da otoprotolizin niceliksel tanımıdır (Bölüm X § 5). Saf suyun homofaz dengesinde olduğunu biliyor muydunuz?
2H 2OH 3 O + + OH -
matematiksel ifadesi olan kütle eylem yasasını kullanabileceğiniz niceliksel bir açıklama için otoprotoliz sabiti suyun (iyon ürünü)
Otoprotoliz sadece su için değil aynı zamanda molekülleri hidrojen bağlarıyla birbirine bağlanan diğer birçok sıvı için de karakteristiktir, örneğin amonyak, metanol ve hidrojen florür için:
| 2NH3 NH4 + + NH2 - | k(NH3) = 1,91. 10 –33 (–50 o С'de); |
| 2CH3OH CH30H2++ + CH30 - | k(CH3OH) = 4,90. 10–18 (25 o C'de); |
| 2HF H 2 F + + F - | k(HF) = 2,00. 10–12 (0 o C'de). |
Bunlar ve diğer birçok madde için, çeşitli kimyasal reaksiyonlar için bir çözücü seçerken dikkate alınan otoprotoliz sabitleri bilinmektedir.
Otoprotoliz sabitini belirtmek için sıklıkla kullanılan sembol KS.
Otoprotoliz sabiti, otoprotolizin dikkate alındığı teoriye bağlı değildir. Denge sabitlerinin değerleri ise tam tersine kabul edilen modele bağlıdır. Bunu, su otoprotolizinin tanımını protolitik teoriye (sol sütun) ve modası geçmiş ancak hala yaygın olarak kullanılan elektrolitik ayrışma teorisine (sağ sütun) göre karşılaştırarak doğrulayacağız:
Elektrolitik ayrışma teorisine göre, su moleküllerinin kısmen hidrojen iyonlarına ve hidroksit iyonlarına ayrıştığı (ayrıştığı) varsayılmıştır. Teori bu "çözülmenin" ne sebeplerini ne de mekanizmasını açıklamıyordu. "Otoprotoliz sabiti" adı genellikle protolitik teoride ve "iyonik ürün" adı elektrolitik ayrışma teorisinde kullanılır.
20.3. Asitlik ve bazlık sabitleri. Hidrojen göstergesi
Kütle etkisi yasası aynı zamanda çeşitli maddelerin asit-baz özelliklerini ölçmek için de kullanılır. Protolitik teoride bunun için asitlik ve bazlık sabitleri kullanılır ve elektrolitik ayrışma teorisinde - ayrışma sabitleri.
Protolitik teorinin kimyasalların asit-baz özelliklerini nasıl açıkladığını zaten biliyorsunuz (Bölüm XII § 4). Bu yaklaşımı, zayıf bir asit olan hidrosiyanik asit HCN'nin (solda - protolitik teoriye göre, sağda - teoriye göre) suyla tersinir bir homofaz reaksiyonu örneğini kullanarak elektrolitik ayrışma teorisi yaklaşımıyla karşılaştıralım. elektrolitik ayrışma):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
KK(HCN) = K C. == 4,93. 10–10 mol/l |
HCN H + + CN –
Denge sabiti K C bu durumda denir Ayrışma sabiti(veya iyonizasyon sabiti), belirtilen İLE ve protolitik teorideki asitlik sabitine eşittir. K = 4,93. 10–10 mol/l |
Elektrolitik ayrışma teorisinde zayıf bir asidin () protoliz derecesine denir ayrışma derecesi(Keşke bu teori verilen maddeyi asit olarak kabul ediyorsa).
Protolitik teoride bazı karakterize etmek için baziklik sabitini kullanabilir veya konjuge asidin asitlik sabitini kullanabilirsiniz. Elektrolitik ayrışma teorisinde, yalnızca çözeltide katyon ve hidroksit iyonlarına ayrışan maddeler baz olarak kabul edildi, bu nedenle, örneğin, amonyak çözeltisinin "amonyum hidroksit" ve daha sonra - amonyak hidrat içerdiği varsayıldı.
NH3 + H20 NH4 + + OH -
KO (NH 3) \u003d K C .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + + OH -
Denge sabiti K C ve bu durumda ayrışma sabiti denir ve gösterilir İLE ve bazlık sabitine eşittir. K = 1,74. 10–5 mol/l Bu teoride konjuge asit kavramı yoktur. Amonyum iyonu asit olarak kabul edilmez. Amonyum tuzlarının çözeltilerindeki asidik ortam hidroliz ile açıklanmaktadır. |
1.74. 10–5 mol/l
Elektrolitik ayrışma teorisinde daha da zor olanı, hidroksil içermeyen diğer maddelerin, örneğin aminlerin (metilamin CH3NH2, anilin C6H5NH2, vb.) temel özelliklerinin tanımlanmasıdır.
Çözeltilerin asidik ve bazik özelliklerini karakterize etmek için başka bir fiziksel miktar kullanılır - PH değeri(pH ile gösterilir, "ph" olarak okunur). Elektrolitik ayrışma teorisi çerçevesinde hidrojen indeksi şu şekilde belirlendi:
pH = –lg
Çözeltide hidrojen iyonlarının bulunmaması ve ölçü birimlerinin logaritmasının alınmasının imkansızlığı dikkate alındığında daha kesin bir tanım:
pH = –lg()
Bu değere pH değeri değil de "oksonyum" demek daha doğru olur ama bu isim kullanılmıyor.
Hidrojene benzer şekilde tanımlanır hidroksit indeksi(pOH ile gösterilir, "pe oash" olarak okunur).
pOH = -lg()
Hidrojen ve hidroksit indeksleri için ifadelerde bir miktarın sayısal değerini ifade eden süslü parantezler, fiziksel miktarların logaritmasının alınmasının imkansız olduğu unutularak çoğu zaman konulmaz.
Suyun iyonik ürünü yalnızca saf suda değil aynı zamanda asit ve bazların seyreltik çözeltilerinde de sabit bir değer olduğundan, hidrojen ve hidroksit endeksleri birbirine bağlıdır:
K (H 2 O) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = -14
pH + pOH = 14
Saf suda = = 10–7 mol/l, dolayısıyla pH = pOH = 7.
Bir asit çözeltisinde (asidik bir çözelti içinde) fazla miktarda oksonyum iyonu vardır, konsantrasyonları 10-7 mol / l'den yüksektir ve dolayısıyla pH< 7.
Baz çözeltisinde (alkali çözelti), aksine, fazla miktarda hidroksit iyonu vardır ve sonuç olarak oksonyum iyonlarının konsantrasyonu 10-7 mol/l'den azdır; bu durumda pH > 7.
20.4. Hidroliz sabiti
Elektrolitik ayrışma teorisi çerçevesinde, tersinir hidroliz (tuzların hidrolizi) ayrı bir işlem olarak kabul edilirken, hidroliz vakaları ayırt edilir.
- Güçlü bir bazın ve zayıf bir asidin tuzları
- zayıf bir bazın ve güçlü bir asidin tuzları ve
- zayıf bir bazın ve zayıf bir asidin tuzları.
Bu vakaları protolitik teori çerçevesinde ve elektrolitik ayrışma teorisi çerçevesinde paralel olarak ele alalım.
Güçlü bir bazın ve zayıf bir asidin tuzu
İlk örnek olarak, güçlü bir bazın ve zayıf bir monobazik asidin tuzu olan KNO2'nin hidrolizini düşünün.
| K +, NO 2 - ve H 2 O. NO 2 - zayıf bir bazdır ve H 2 O bir amfolittir, bu nedenle tersinir bir reaksiyon mümkündür NO 2 - + H20 HNO2 + OH -, dengesi nitrit iyonunun bazlık sabiti ile tanımlanır ve nitröz asidin asitlik sabiti cinsinden ifade edilebilir: K o (NO 2 -) \u003d |
Bu madde çözündüğünde geri dönüşü olmayan bir şekilde K + ve NO 2 - iyonlarına ayrışır: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 OH + + OH - Çözeltide H + ve NO 2 - iyonlarının eşzamanlı varlığı ile tersinir bir reaksiyon meydana gelir H++ NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H20 HNO2 + OH - Hidroliz reaksiyonunun dengesi, hidroliz sabiti ( Kh) ve ayrışma sabiti ( İLE e) nitröz asit: K h = K c .
= |
Gördüğünüz gibi bu durumda hidroliz sabiti baz parçacığının baziklik sabitine eşittir.
Tersinir hidrolizin yalnızca çözeltide meydana gelmesine rağmen, su uzaklaştırıldığında tamamen "bastırılır" ve bu nedenle bu reaksiyonun ürünleri elektrolitik ayrışma teorisi çerçevesinde elde edilemez, moleküler hidroliz denklemi şu şekildedir: ayrıca şunu yazdı:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Başka bir örnek olarak, güçlü bir bazın ve zayıf bir dibazik asidin tuzu olan Na2C03'ün hidrolizini düşünün. Buradaki mantık çizgisi tamamen aynıdır. Her iki teori çerçevesinde iyonik bir denklem elde edilir:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
Protolitik teori çerçevesinde karbonat iyonu protoliz denklemi, elektrolitik ayrışma teorisi çerçevesinde ise sodyum karbonat hidrolizinin iyonik denklemi olarak adlandırılır.
Na2C03 + H20 NaHCO3 + NaOH
TED çerçevesinde karbonat iyonunun bazlık sabitine hidroliz sabiti denir ve "ikinci aşamada karbonik asidin ayrışma sabiti", yani hidrokarbonat iyonunun asitlik sabiti ile ifade edilir.
Bu koşullar altında, çok zayıf bir baz olan HCO3'ün pratikte suyla reaksiyona girmediğine dikkat edilmelidir, çünkü olası protoliz, çözeltide çok güçlü baz parçacıklarının, hidroksit iyonlarının varlığıyla bastırılır.
Zayıf bir bazın ve kuvvetli bir asidin tuzu
NH4Cl'nin hidrolizini düşünün. TED çerçevesinde zayıf bir monoasit bazı ile kuvvetli bir asidin tuzudur.
| Bu maddenin çözeltisinde parçacıklar vardır: NH4+, Cl- ve H2O. NH4+ zayıf bir asittir ve H2O bir amfolittir, bu nedenle tersinir bir reaksiyon mümkündür NH4++ H20NH3+H30+, dengesi amonyum iyonunun asitlik sabiti ile tanımlanır ve amonyağın bazlık sabiti cinsinden ifade edilebilir: KK (NH 4 +) \u003d |
Bu madde çözündüğünde geri dönüşü olmayan bir şekilde NH4 + ve Cl - iyonlarına ayrışır: NH4Cl \u003d NH4 + + Cl - Su zayıf bir elektrolittir ve geri dönüşümlü olarak ayrışır: H 2 OH + + OH - NH4++OH - NH3. H2O Bu iki tersinir reaksiyonun denklemlerini toplayıp benzer terimleri getirerek iyonik hidroliz denklemini elde ederiz. NH4++ H20NH3. H2O+H+ Hidroliz reaksiyonunun dengesi, hidroliz sabiti ile tanımlanır ve amonyak hidratın ayrışma sabiti cinsinden ifade edilebilir: K h = |
Bu durumda hidroliz sabiti amonyum iyonunun asitlik sabitine eşittir. Amonyak hidratın ayrışma sabiti, amonyağın bazlık sabitine eşittir.
Hidrolizin moleküler denklemi (TED çerçevesinde): NH4Cl + H20 NH3. H2O + HC1
Bu tip tuzların hidroliz reaksiyonunun bir başka örneği ZnCl2'nin hidrolizidir.
| Bu maddenin bir çözeltisinde parçacıklar vardır: Zn2+ su, Cl - ve H 2 O. Çinko iyonları 2+ sulu katyonlardır ve zayıf katyonik asitlerdir ve H2O bir amfolittir, bu nedenle tersinir bir reaksiyon mümkündür 2= + H 2 O + + H 3 O +, dengesi çinko sulu çözeltinin asitlik sabiti ile tanımlanır ve triaquahidroksozink iyonunun bazlık sabiti cinsinden ifade edilebilir: KK ( 2+ ) = = | Bu madde çözündüğünde geri dönüşümsüz olarak Zn 2+ ve Cl - iyonlarına ayrışır: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - Su zayıf bir elektrolittir ve geri dönüşümlü olarak ayrışır: H 2 OH + + OH - Çözeltide OH - ve Zn 2+ iyonlarının eşzamanlı varlığı ile tersinir bir reaksiyon meydana gelir Zn 2+ + OH - ZnOH + Bu iki tersinir reaksiyonun denklemlerini toplayıp benzer terimleri getirerek iyonik hidroliz denklemini elde ederiz. Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Hidroliz reaksiyonunun dengesi, hidroliz sabiti ile tanımlanır ve "ikinci aşamada çinko hidroksitin ayrışma sabiti" cinsinden ifade edilebilir: K h = |
Bu tuzun hidroliz sabiti, çinko sulu çözeltinin asitlik sabitine eşittir ve çinko hidroksitin ikinci adımdaki ayrışma sabiti, + iyonunun bazlık sabitine eşittir.
.+ iyonu, 2+ iyonundan daha zayıf bir asittir, bu nedenle pratik olarak suyla reaksiyona girmez, çünkü bu reaksiyon, çözeltideki oksonyum iyonlarının varlığı nedeniyle bastırılır. TED çerçevesinde bu ifade şu şekildedir: "İkinci aşamada çinko klorürün hidrolizi pratikte gerçekleşmez" .
Hidrolizin moleküler denklemi (TED çerçevesinde):
ZnCl2 + H20 Zn(OH)Cl + HC1.
Zayıf bir bazın ve zayıf bir asidin tuzu
Amonyum tuzları haricinde bu tür tuzlar genellikle suda çözünmez. Bu nedenle amonyum siyanür NH4CN'nin kullanıldığı bu tür reaksiyonları örnek olarak ele alalım.
| Bu maddenin çözeltisinde parçacıklar vardır: NH4+, CN- ve H20. NH4 + zayıf bir asittir, CN - zayıf bir bazdır ve H20 bir amfolittir, bu nedenle bu tür geri dönüşümlü reaksiyonlar mümkündür: NH4++ H20NH3+H30+, (1) CN - + H20 HCN + OH - , (2) NH4 + + CN - NH3 + HCN. (3) Son reaksiyon tercih edilir, çünkü ilk ikisinden farklı olarak hem zayıf bir asit hem de zayıf bir baz oluşur. Amonyum siyanür suda çözündüğünde ağırlıklı olarak ortaya çıkan bu reaksiyondur, ancak çözeltinin asitliğini değiştirerek bunu tespit etmek imkansızdır. Çözeltinin hafif alkalileşmesi, hidrosiyanik asidin (HCN) asitlik sabitinin amonyağın bazlık sabitinden çok daha az olması nedeniyle ikinci reaksiyonun birinciden biraz daha fazla tercih edilmesinden kaynaklanmaktadır. Bu sistemdeki denge, hidrosiyanik asidin asitlik sabiti, amonyağın bazlık sabiti ve üçüncü reaksiyonun denge sabiti ile karakterize edilir:
İlk denklemden hidrosiyanik asidin denge konsantrasyonunu ve ikinci denklemden - amonyağın denge konsantrasyonunu ifade ediyoruz ve bu miktarları üçüncü denklemde yerine koyuyoruz. Sonuç olarak şunu elde ederiz:
|
Bu madde çözündüğünde geri dönüşü olmayan bir şekilde NH4 + ve CN - iyonlarına ayrışır: NH4CN \u003d NH4 + + CN - Su zayıf bir elektrolittir ve geri dönüşümlü olarak ayrışır: H 2 OH + + OH - Çözeltide OH - ve NH4 + iyonlarının eşzamanlı varlığı ile tersinir bir reaksiyon meydana gelir NH4++OH - NH3. H2O Ve H + ve CN - iyonlarının eşzamanlı varlığıyla başka bir tersinir reaksiyon meydana gelir Bu üç tersinir reaksiyonun denklemlerini toplayıp benzer terimleri getirerek iyonik hidroliz denklemini elde ederiz. NH4 + + CN - + H20 NH3. H2O + HCN Bu durumda hidroliz sabitinin formu aşağıdaki gibidir: K h = Ve amonyak hidratın ayrışma sabiti ve hidrosiyanik asidin ayrışma sabiti cinsinden ifade edilebilir: K h = |
Hidrolizin moleküler denklemi (TED çerçevesinde):
NH4CN + H20 NH3. H2O + HCN
20.5. Çözünme sabiti (çözünürlük ürünü)
Bir katının suda (ve sadece suda değil) kimyasal çözünme süreci bir denklemle ifade edilebilir. Örneğin sodyum klorürün çözülmesi durumunda:
NaCl cr + ( N+M)H2O = + + -
Bu denklem, sodyum klorürün çözünmesinin en önemli sebebinin Na+ ve Cl- iyonlarının hidrasyonu olduğunu açıkça göstermektedir.
Doymuş bir çözeltide, bir heterofaz dengesi kurulur:
NaCl cr + ( N+M)H 2 O + + - ,
kitlesel eylem yasasına uyan. Ancak, sodyum klorürün çözünürlüğü oldukça önemli olduğundan, bu durumda denge sabitinin ifadesi yalnızca iyonların her zaman bilinemeyen aktiviteleri kullanılarak yazılabilir.
Az çözünen (veya pratik olarak çözünmeyen) bir maddenin çözeltisinde denge olması durumunda, doymuş bir çözeltideki denge sabitinin ifadesi, denge konsantrasyonları kullanılarak yazılabilir. Örneğin doymuş gümüş klorür çözeltisindeki denge için
AgCl cr + ( N+M)H 2 O + + -
Seyreltik bir çözeltideki suyun denge konsantrasyonu hemen hemen sabit olduğundan şunu yazabiliriz:
KG (AgCl) = K C . N+M = .
Aynı basitleştirilmiş
KG (AgCl) = veya k G(AgCl) =
Ortaya çıkan değer ( k D) adı verilir hidrasyon sabitleri(sadece sulu çözeltiler değil, herhangi bir durumda - çözme sabitleri).
Elektrolitik ayrışma teorisi çerçevesinde bir AgCl çözeltisindeki denge şu şekilde yazılır:
AgCl cr Ag + + Cl –
Karşılık gelen sabit denir çözünürlük ürünü ve PR harfleriyle gösterilir.
PR(AgCl) =
Formül birimindeki katyon ve anyonların oranına bağlı olarak çözünme sabiti (çözünürlük ürünü) ifadesi farklı olabilir, örneğin:
Bazı zayıf çözünen maddelerin hidrasyon sabitlerinin (çözünürlük ürünleri) değerleri Ek 15'te verilmiştir.
Çözünürlük çarpımını bilerek, bir maddenin doymuş bir çözeltideki konsantrasyonunu hesaplamak kolaydır. Örnekler:
1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-
PR (BaSO 4) \u003d \u003d 1,8. 10–10 mol2 /l2.
c(BaSO4) = = = = 
= 1,34. 10–5 mol/l.
2. Ca(OH) 2cr Ca 2+ + 2OH -
PR \u003d 2 \u003d 6,3. 10 –6 mol3 /l3 .
2 PR = (2) 2 = 4 3
c == 
= 
= 1,16. 10–2 mol/l.
Kimyasal bir reaksiyon sırasında, çözeltide az çözünen bir maddenin parçası olan iyonlar ortaya çıkarsa, bu maddenin çözünürlük ürününü bilerek çökelip çökmeyeceğini belirlemek kolaydır.
Örnekler:
1. Eşit hacimde 0,001 M bakır sülfat çözeltisine 100 ml 0,01 M kalsiyum hidroksit çözeltisi eklendiğinde bakır hidroksit çöker mi?
Cu 2+ + 2OH - Cu (OH) 2
Cu2+ ve OH - iyonlarının konsantrasyonlarının ürünü, bu az çözünen hidroksitin çözünürlüğünün ürününden daha büyükse, bir bakır hidroksit çökeltisi oluşur. Eşit hacimdeki çözeltilerin dökülmesinden sonra, çözeltinin toplam hacmi, ilk çözeltilerin her birinin hacminin iki katı olacak, bu nedenle, reaksiyona giren maddelerin her birinin konsantrasyonu (reaksiyonun başlamasından önce) yarıya inecektir. Ortaya çıkan bakır iyonları çözeltisindeki konsantrasyon
c(Cu 2+) \u003d (0,001 mol / l): 2 \u003d 0,0005 mol / l.
Hidroksit iyonlarının konsantrasyonu -
c (OH -) \u003d (2.0,01 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l.
Bakır hidroksitin çözünürlük ürünü
PR \u003d 2 \u003d 5,6. 10–20 mol3 /l3.
c(Cu2+) . ( C(OH -)) 2 \u003d 0,0005 mol / l. (0,01 mol / l) 2 \u003d 5. 10–8 mol3 /l3 .
Konsantrasyon ürünü çözünürlük ürününden daha büyüktür, dolayısıyla bir çökelti oluşacaktır.
2. Eşit hacimlerde 0,02 M sodyum sülfat çözeltisi ve 0,04 M gümüş nitrat çözeltisi dökülürken gümüş sülfat çöker mi?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Ortaya çıkan gümüş iyonları çözeltisindeki konsantrasyon
c (Ag +) \u003d (0,04 mol / l): 2 \u003d 0,02 mol / l.
Ortaya çıkan sülfat iyonları çözeltisindeki konsantrasyon
c(S04 2-) \u003d (0,02 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l.
Gümüş sülfatın çözünürlük ürünü
PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10–5 mol3 /l3 .
Çözeltideki iyon konsantrasyonlarının ürünü
{C(Ag +)) 2. C(S04 2-) \u003d (0,02 mol / l) 2. 0,01 mol / l \u003d 4. 10 –6 mol3 /l3 .
Konsantrasyon ürünü çözünürlük ürününden daha azdır, dolayısıyla çökelti oluşmaz.
20.6. Dönüşüm derecesi (protoliz derecesi, ayrışma derecesi, hidroliz derecesi)
Reaksiyonun verimliliği genellikle reaksiyon ürününün veriminin hesaplanmasıyla değerlendirilir (Bölüm 5.11). Bununla birlikte, en önemli (genellikle en pahalı) maddenin hangi kısmının hedef reaksiyon ürününe dönüştüğünü, örneğin sülfürik üretim sırasında SO2'nin hangi kısmının SO3'e dönüştüğünü belirleyerek reaksiyonun verimliliğini de değerlendirebilirsiniz. asit, yani bul dönüşüm derecesi orijinal madde.
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H20
klor (reaktif) eşit olarak potasyum klorür ve potasyum hipoklorite dönüştürülür. Bu reaksiyonda %100 KClO verimiyle bile klorun buna dönüşüm derecesi %50'dir.
Bildiğiniz miktar - protoliz derecesi (paragraf 12.4) - dönüşüm derecesinin özel bir durumudur:
TED çerçevesinde benzer niceliklere denir ayrışma derecesi asitler veya bazlar (aynı zamanda protoliz derecesi olarak da adlandırılır). Ayrışma derecesi, Ostwald seyreltme yasasına göre ayrışma sabiti ile ilgilidir.
Aynı teori çerçevesinde hidroliz dengesi şu şekilde karakterize edilir: hidroliz derecesi (H), maddenin başlangıç konsantrasyonuyla ilgili aşağıdaki ifadeleri kullanırken ( İle) ve hidroliz sırasında oluşan zayıf asitlerin (K HA) ve zayıf bazların ayrışma sabitleri ( k MOH):
İlk ifade zayıf bir asit tuzunun hidrolizi için, ikincisi zayıf bir baz tuzu için ve üçüncüsü zayıf bir asit ve zayıf bazın tuzu için geçerlidir. Tüm bu ifadeler yalnızca hidroliz derecesi 0,05'ten (%5) fazla olmayan seyreltik çözeltiler için kullanılabilir.
Kütle etki kanunu, homofazik reaksiyonlar, heterofaz reaksiyonları, katı faz reaksiyonları, otoprotoliz sabiti (iyonik ürün), ayrışma (iyonlaşma) sabiti, ayrışma (iyonlaşma) derecesi, hidrojen indeksi, hidroksit indeksi, hidroliz sabiti, çözünme sabiti (çözünürlük ürünü), dönüşüm derecesi.
- Kimyasal dengeyi değiştiren ve denge sabitini değiştiren faktörleri listeleyin.
- Denge sabitini değiştirmeden kimyasal dengeyi değiştirmeyi mümkün kılan faktörler nelerdir?
- 1 litrede 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl ve 0,24 mol K2S04 içeren bir çözelti hazırlamak gerekir. Elinizde yalnızca sodyum klorür, potasyum klorür ve sodyum sülfat varken bunu nasıl yapabilirsiniz?
- Ondalık, sentomolar ve milimolar çözeltilerde asetik, hidrosiyanik ve nitrik asitlerin protoliz derecesini belirleyin.
- 0,2 M'lik bir çözelti içinde bütirik asidin protoliz derecesi% 0,866'dır. Bu maddenin asitlik sabitini belirleyin.
- Çözeltinin hangi konsantrasyonunda nitröz asidin protoliz derecesi 0,2 olacaktır?
- Asit protolizinin derecesini iki katına çıkarmak için 300 ml 0,2 M asetik asit çözeltisine ne kadar su eklenmelidir?
- Çözeltisindeki pH = 6 ise hipokloröz asidin protoliz derecesini belirleyin.Bu çözeltideki asit konsantrasyonu nedir?
- Çözeltinin pH'ı 3'tür. Bunun için a) nitrik asitin, b) asetik asidin konsantrasyonu ne olmalıdır?
- Bir çözeltideki a) oksonyum iyonlarının, b) hidroksit iyonlarının konsantrasyonu, çözeltinin pH'ını bir artıracak şekilde nasıl değiştirilmelidir?
- PH = 12'de 1 ml çözeltide kaç tane oksonyum iyonu bulunur?
- 10 litre suya 0,4 g NaOH eklenirse pH'ı nasıl değişir?
- Aşağıdaki sulu çözeltilerde oksonyum iyonları ve hidroksit iyonlarının konsantrasyonlarının yanı sıra hidrojen ve hidroksit endekslerinin değerlerini hesaplayın: a) 0,01 M HCl çözeltisi; b) 0,01 M CH3COOH çözeltisi; c) 0,001 M NaOH çözeltisi; d) 0,001 M NH3 çözeltisi.
- Ekte verilen çözünürlük ürünlerinin değerlerini kullanarak, a) gümüş klorür, b) kalsiyum sülfat, c) alüminyum fosfat çözeltisindeki çözünen maddelerin konsantrasyonunu ve kütle fraksiyonunu belirleyin.
- 1 g ağırlığındaki baryum sülfatın 25 o C'de çözünmesi için gereken su hacmini belirleyin.
- 25 o C'de doymuş 1 litre gümüş bromür çözeltisindeki iyon formundaki gümüşün kütlesi nedir?
- 25 o C'de doymuş gümüş sülfit çözeltisinin hangi hacmi 1 mg çözünen madde içerir?
- 0,05 M Pb(NO 3)2 çözeltisine eşit hacimde 0,4 M KCl çözeltisi eklenirse çökelti oluşur mu?
- 5 ml 0,004 M CdCl2 çözeltisi ve 15 ml 0,003 M KOH çözeltisi döküldükten sonra çökelti oluşup oluşmayacağını belirleyin.
- Aşağıdaki maddeler hizmetinizdedir: NH3 , KHS, Fe, Al(OH)3 , CaO, NaNO3 , CaCO3 , N205 , LiOH, Na2S04 . 10H20, Mg (OH) Cl, Na, Ca (NO 2) 2. 4H20, ZnO, NaI. 2H20, C02, N2, Ba(OH)2. 8H20, AgN03. Bu maddelerin her biri için ayrı bir kartta aşağıdaki soruları yanıtlayın:
1) Normal şartlarda bu maddenin yapısı nasıldır (moleküler veya moleküler olmayan)?
2) Bu madde oda sıcaklığında hangi agregasyon durumundadır?
3) Bu madde ne tür kristaller oluşturur?
4) Bu maddedeki kimyasal bağı açıklayınız.
5) Bu madde geleneksel sınıflandırmaya göre hangi sınıfa aittir?
6) Bu madde suyla nasıl etkileşime giriyor? Çözünüyor veya reaksiyona giriyorsa kimyasal denklemi verin. Bu süreci tersine çevirebilir miyiz? Eğer yaparsak, hangi koşullar altında? Bu süreçteki denge durumunu hangi fiziksel nicelikler karakterize edebilir? Bir madde çözünürse çözünürlüğü nasıl arttırılabilir?
7) Bu maddenin hidroklorik asitle reaksiyonunu gerçekleştirmek mümkün müdür? Mümkünse hangi koşullar altında? Reaksiyon denklemini verin. Bu reaksiyon neden meydana geliyor? Geri döndürülebilir mi? Eğer geri döndürülebilirse, hangi koşullar altında? Bu reaksiyonun verimi nasıl artırılır? Hidroklorik asit yerine kuru hidrojen klorür kullanırsak ne değişir? İlgili reaksiyon denklemini verin.
8) Bu maddenin reaksiyonunu bir sodyum hidroksit çözeltisi ile gerçekleştirmek mümkün müdür? Mümkünse hangi koşullar altında? Reaksiyon denklemini verin. Bu reaksiyon neden meydana geliyor? Geri döndürülebilir mi? Eğer geri döndürülebilirse, hangi koşullar altında? Bu reaksiyonun verimi nasıl artırılır? Sodyum hidroksit çözeltisi yerine kuru NaOH kullanılırsa ne değişir? İlgili reaksiyon denklemini verin.
9) Bu maddeyi elde etmek için bildiğiniz tüm yöntemleri verin.
10) Bu maddenin bildiğiniz tüm isimlerini verin.
Bu soruları yanıtlarken herhangi bir referans literatürünü kullanabilirsiniz.
