У загальному випадку відповідно до протолітичної теорії Бренстеда-Лоурі відповідно до рівняння (4.2) маємо для дисоціації слабкої одноосновної кислоти:
Справжньою термодинамічною константою Доцієї рівноваги буде
де всі активності – рівноважні. Представимо це співвідношення у вигляді:
Позначимо, як і в попередньому випадку, твір двох констант Доі а(Н 2 Про) через (Н 2 Про) = const при Т= const. Тоді
або приблизно:
де всі концентрації – рівноважні. Тут величина До аназивається константою кислотної дисоціації (іонізації) чи просто константою кислотності.
Для багатьох слабких кислот числові значення До адуже малі, тому замість величини До азастосовують силовий показник (або просто показник):
рК а =- lg До а .
Чим більше До а(тобто чим менше р До а ), тим більше кислота.
Нехай вихідна концентрація одноосновної кислоти НВ дорівнює-ступінь її дисоціації (іонізації) у розчині. Тоді рівноважні концентрації іонів [Н 3 О + ] і [В - ] дорівнюватимуть [Н 3 О + ] = [В - ] = αс а , a рівноважна концентрація кислоти [НВ] = з а - α з а = з а(1 – α). Підставляючи ці значення рівноважних концентрацій у вираз константи рівноваги (4.10), отримуємо:
Якщо замість концентрації з авикористовувати обернену їй величину V- розведення (розведення), що виражається в л/моль, V=1/з а , то формула для До аматиме вигляд:
Це співвідношення, а також вираз
описують закон розведення (або закон розведення) Оствальдадля слабкого бінарного електроліту. При а1 (типовий випадок у багатьох аналітичних системах)
Неважко показати, що в загальному випадку для слабкого електроліту будь-якого складу К n А m, що розпадається на іони за схемою
До n А m = пДо т+ +тА n -
закон розведення Оствальда описується співвідношенням
де з- Початкова концентрація слабкого електроліту, наприклад, слабкої кислоти. Так, для ортофосфорної кислоти Н3РО4 (п = 3,
т= 1), що сумарно розпадається на іони за схемою
.
Для бінарного електроліту співвідношення перетворюється на (4.11). При а1 маємо:
Знайдемо рівноважну величину рН розчину одноосновної кислоти НВ. Рівноважна концентрація іонів водню
Використовуючи позначення та отримуємо:
РН = 0,5 (р До а+р з а). (4.12)
Таким чином, для розрахунку рівноважного значення pH розчину слабкої одноосновної кислоти необхідно знати константу кислотності цієї кислоти До ата її вихідну концентрацію з а .
Розрахуємо pH розчину оцтової кислоти з вихідною концентрацією, що дорівнює 0,01 моль/л.
При кімнатній температурі для оцтової кислоти До а = 1,74 · 10 -5 і р До а = 4,76.
Згідно з формулою (4.12) можна записати:
рН = 0,5 (р До а+р з а) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
Аналогічний розгляд можна провести і для рівноваг у розчині будь-якої слабкої багатоосновнийкислоти.
Багатоосновні кислоти дисоціюють на іони ступінчасто, кілька стадій, кожна з яких характеризується своєю константою рівноваги константою ступінчастої кислотної дисоціації.Так, наприклад, в розчинах ортоборної кислоти Н 3 3 встановлюються рівноваги (значення констант наведені для 25 °С):
Н 3 ВО 3 +Н 2 О = Н 3 О + +, До 1
= 
Н2О = Н3О++, До 2
= 
Н2О = Н3О++, До 3 =
Константа кислотної дисоціації кожного наступного ступеня менша за константу дисоціації попереднього ступеня - зазвичай на кілька порядків.
Добуток усіх констант ступінчастої дисоціації дорівнює повній константі кислотної дисоціації К:
До 1 До 2 ...До п = До.
Так, неважко бачити, що для ортоборної кислоти величина
До 1
До 2
До 3
=К= 
є повна константа кислотної дисоціації за схемою:
4.3.2 Константа основності та рН розчинів слабких основ
Відповідно до протолітичної теорії кислот і основ Бренстеда-Лоурі в загальному випадку для іонізації однокислотної слабкої основи В у водних розчинах можна записати:
В + Н 2 О = НВ + + ВІН -
Якщо ступінь іонізації основи а1, то за константу даної хімічної рівноваги можна прийняти концентраційну константу
Поступаючи аналогічно до попереднього, отримуємо:
До = =K b = const у Т= const
як твір двох постійних До= Const і [Н 2 Про] = Const.
Назвемо величину K b , рівну, таким чином,
K b = , (4.13)
константою дисоціації (іонізації) слабкої однокислотної основиабопросто константою основностіцієї основи, а величину
p K b = K b ,
Силовим показником (чи навіть показником) константи основності.
Відповідно до закону розведення Оствальда в даному випадку (аналогічно співвідношенню (4.11))
K b =,
де - ступінь іонізації однокислотної слабкої основи, а - його вихідна концентрація. Оскільки для слабкої основи а1, то
Знайдемо рівноважне значення pH водного розчину аналізованої однокислотної основи при кімнатній температурі. Відповідно до формули (4.7) маємо:
pH = р До w - рОН = 14 – рОН.
Визначимо величину рОН = [ВІН - ]. Очевидно
[ВІН - ] = = 
Використовуючи показники рОН = [ВІН - ], р До b =До bі
р = , отримуємо: рОН = 0,5 (р До b+ р). Підставляючи цей вираз у вищенаписану формулу для pH, приходимо до співвідношення
pH = 14 - рОН = 14 - 0,5 (р До b+ р).
Отже, рівноважне значення pH у розчині слабкої однокислотної основи можна розрахувати за формулою (4.15):
рН = 14 - 0,5 (р До b+ р). (4.15)
Розрахуємо pH 0,01 моль/л водному розчині аміаку, для якого при кімнатній температурі До b= і р До b = 4,76.
У водному розчині аміаку встановлюється рівновага:
яке в основному зрушене вліво, тому ступінь іонізації аміаку . Отже, для розрахунку величини pH можна скористатися співвідношенням (4.15):
рН = 14 - 0,5 (р До b+ р) =
Аналогічний розгляд можна довести і для будь-якого слабкого полікислотногооснови. Щоправда, при цьому виходять більш громіздкі вирази.
Слабкі полікислотні основи, як і слабкі багатоосновні кислоти, дисоціюють ступінчасто, причому кожному щаблі дисоціацій також відповідає своя константа ступінчастої дисоціації основи - ступінчаста константа основності.
Так, наприклад, гідроксид свинцю Рb(ОН) 2 у водних розчинах розпадається на іони у дві стадії:
Ті ж рівноваги можна записати і по іншому, дотримуючись (в рамках протолітичної теорії) визначення основи як речовини, що приєднує протон, в даному випадку - акцептуючого від молекули води:
Ступінчасті константи основності при цьому можна представити у вигляді:
При такому записі зазначених рівноваг передбачається, що протон від молекули води переходить до гідроксильної групи з утворенням молекули води (), внаслідок чого кількість молекул води біля атома свинцю (ІІ) збільшується на одиницю, а кількість гідроксильних груп, пов'язаних з атомом свинцю (ІІ) ), зменшується також на одиницю на кожному щаблі дисоціації.
твір До 1 До 2 =К=[Рb 2+ ][ВІН - ] 2 /[Рb(ОН) 2 ] =
2,865, де До- константа повної дисоціації за схемою
або за записаною за іншою схемою
що в результаті призводить до того ж результату.
Інший приклад - органічна основа етилендіамін, що піддається іонізації у водному розчині в два ступені. Перший ступінь:
Другий ступінь:
твір 
-
константа повної дисоціації. Вона відповідає рівновазі
Числові значення констант рівноваги наведені вище кімнатної температури.
Як і у випадку багатоосновних кислот, для слабкої полікислотної основи константа дисоціації кожного наступного ступеня зазвичай на кілька порядків менше константи дисоціації попередньої стадії.
У табл. 4.2 наведено числові значення констант кислотності та основності деяких слабких кислот та основ.
Таблиця 4.2. Справжні термодинамічні константи іонізації у водних розчинах деяких кислот та основ.
До а- константа кислотності, До b- Константа основності,
До 1 - константа дисоціації по першому ступеню,
До 2
- Константа дисоціації по другому ступені і т.д.
| Константи дисоціації слабких кислот |
||
| Кислота | До а | р До а=-lg До а |
| Азотиста Амінооцтова Бензойна Борна (ортоборна) Тетраборна Типи протолітичних реакцій. МУ «Розчини» стор. 52-55 Автопротоліз води. Іонний добуток води.МУ «Розчини» стор. 56 Невелика частина молекул води завжди знаходиться у іонному стані, хоча це дуже слабкий електроліт. Іонізація та подальша дисоціація води, як уже говорилося, описується рівнянням протолітичної реакції кислотно-основного диспропорціонування або автопротолізу. Вода - дуже слабкий електроліт, отже утворюються сполучена кислота і сполучена основа є сильними. Тому рівновагу цієї протолітичної реакції зміщено вліво. Константа цієї рівноваги До рівн = Кількісна величина добутку концентрації іонів води × є іонний добуток води. Воно рівне: × = До рівн. × 2 = 1×10 – 14 Отже: К Н 2О = × = 10 – 14 або спрощено К Н 2О = × = 10 – 14 К Н 2О – іонний добуток води, константа автопротолізу води або просто константа води. До Н 2О залежить від температури. У разі підвищення t°С вона збільшується. У хімічно чистій воді = = = 1×10 – 7 . Це нейтральне середовище. У розчині може бути > - середовище кисле або< – среда щелочная = ; = Водневий показник рН Для кількісного вираження кислотності розчинів використовують показник концентрації іонів воднюрН. Водневий показник - це величина, що дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації вільних іонів водню в розчині. рН = - lg ⇒ = 10 - рН У нейтральному середовищі рН = 7 У кислому рН< 7 У лужному рН > 7 Для характеристики основності середовища використовується гідроксильний показник рОН рОН = - lg [ОH - ] ⇒ [ОH - ] = 10 - рОН рН + рОН = 14 Þ рН = 14 – рОН та рОН = 14 – рН Формули розрахунку рН для розчинів кислот та основ. рН = - lg
Обчислити рН розчину HCl з (HCl) = 0,1 моль/л за умови її повної дисоціації. C(HCl) = 0,1 моль/л; рН = - lg 0,1 = 1 2. Сильні основи: [ОH - ] = С(1/z основи) Обчислити рН розчину NaOH за тих самих умов. C(NaOH) = 0,1 моль/л; = = 10 - 13; рН = - lg 10 - 13 = 13 3. Слабкі кислоти Обчислити рН розчину оцтової кислоти з концентрацією молярної 0,5 моль/л. До СН 3СООН = 1,8 10 - 5 . 3×10 – 3 рН = - lg 3×10 - 3 = 2,5 4. Слабкі основи Обчислити рН розчину аміаку з молярною концентрацією 0,2 моль/л. До NН 3 = 1,76 10 - 5 1,88×10 – 3 0,53×10 - 11; рН = - lg 0,53 × 10 - 11 = 11,3 5. С(Н +) = [Н + ] = 10 – рН При рН = 7, [Н +] = 10 - 7 Існують різні методи визначення рН: за допомогою індикаторів та приладів-іономерів. Значення рН для хімічних реакцій та біохімічних процесів організму. Багато реакцій протікання у певному напрямі вимагають строго певної величини рН середовища. У нормі у здоровому організмі реакція середовища більшості біологічних рідин близька до нейтральної. Кров – 7,4 Слина – 6,6 Кишковий сік – 6,4 Жовч – 6,9 Сеча – 5,6 Шлунковий сік: а) у стані спокою – 7,3 б) у стані травлення – 1,5-2 Відхилення рН від норми має діагностичне (визначення хвороби) та прогностичне (протягом хвороби) значення. Ацидоз – зміщення рН у кислу сторону, зменшується рН, концентрація іонів водню зростає. Алкалоз – зміщення рН у лужну ділянку, рН зростає, концентрація іонів водню зменшується. Тимчасове відхилення рН крові від норми на десяті частки призводить до серйозних порушень в організмі. Тривале відхилення рН крові може бути смертельним. Відхилення рН крові можуть бути 6,8 - 8, зміни поза цим інтервалом у будь-який бік несумісні з життям. Поєднані та ізольовані протолітичні рівноваги. Протолітичні процеси – реакції оборотні. Протолітичні рівноваги зміщені у бік утворення більш слабких кислот та основ. Їх можна як конкуренцію різних за силою підстав за володіння протоном. Говорять про ізольовані та суміщені рівноваги. Якщо кілька одночасно існуючих рівноваг незалежні один від одного, їх називають ізольованими. Усунення рівноваги щодо одного з них не тягне за собою зміну положення рівноваги в іншому. Якщо ж зміна рівноваги в одному з них призводить до зміни рівноваги в іншому, то говорять про суміщені (сполучені, конкуруючі) рівноваги. Переважним процесом у системах із суміщеною рівновагою є той, який характеризується більшим значенням константи рівноваги. Переважним буде другий процес, т.к. його константа рівноваги більша за константу рівноваги першого процесу. Рівнавага у другому процесі зміщено праворуч переважно, т.к. метиламін сильніша основа, ніж аміак, NH 4 + – сильніша кислота, ніж СН 3 NН 3 + . Висновок: сильніша основа пригнічує іонізацію слабшої основи. Отже, при додаванні невеликої кількості соляної кислоти до суміші аміаку і метиламіну протонування в основному піддаватиметься метиламін. І також: найсильніша кислота пригнічує іонізацію слабких кислот. Так, соляна кислота, що знаходиться в шлунковому соку, пригнічує іонізацію оцтової кислоти (що надходить з їжею) або ацетилсаліцилової кислоти (лікарська речовина). ______________________________________________________________
Таким чином, згідно з цією теорією кислотою називають будь-яку речовину, молекули якої (зокрема й іони) здатні віддавати протон, тобто. бути донором протонів; основою називають будь-яка речовина, молекули якої (зокрема й іони) здатні приєднувати протон, тобто. бути акцептором протонів; Амфолітом називають будь-яку речовину, яка є і донором, і акцептором протонів. Ця теорія пояснює кислотно-основні властивості як нейтральних молекул, а й іонів. Кислота, віддаючи протон, перетворюється на основу, яка є пов'язаною з цією кислотою. Поняття «кислота» і «основа» є відносними поняттями, оскільки одні й самі частинки - молекули чи іони - можуть виявляти як основні, і кислотні властивості залежно від партнера. При протолітичній рівновазі утворюються кислотно-основні пари. Згідно з протонною теорією, гідроліз, реакції іонізації та нейтралізації не розглядаються як особливе явище, а вважаються звичайним переходом протонів від кислоти до основи. Частина А, що утворюється після відділення іону водню, | ||
| називається пов'язаним з цією кислотою основою, т.к. вона здатна знову приєднувати себе іон Н + . | ||
| Відповідно до протолітичної теорії, кислоти та основи можуть бути трьох типів: нейтральні, аніонні та катіонні. У ролі перших виступають нейтральні молекули, здатні віддавати або приєднувати іон Н +, наприклад: HCl, H 2 SO 4 HNO 3 (кислоти); NH 3 , CH 3 -O-CH 3 (підстави). Аніонні основи та кислотиє негативно заряджені іони, наприклад: HSO 4 – , HPO 4 2– , HS – (кислоти); OH - , Cl - , NO 3 - (підстави). В ролі катіонних основ та кислотвиступають позитивно заряджені іони, наприклад: NH 4 + H 3 O + (кислоти); H 2 N–NH 3 + , H 2 N–(CH 2) 2 –NH 3 + (підстави). Багато частинки (як молекули, і іони) мають амфотерними властивостями, тобто. в залежності від умов можуть виступати як у ролі кислоти, так і в ролі основи, наприклад: H 2 O, NH 3 HSO 4 - , H 2 N-NH 3 + і т.д. Ці сполуки називаються амфіпротними або амфолітами. Теорія Бренстеда-Лоурі хоч і є більш досконалою, ніж теорія Арреніуса, проте теж має певні недоліки і не є всеосяжною. Так, вона не застосовна до багатьох речовин, що виявляють функцію кислоти, але не містять у своєму складі іонів Н + , наприклад: BCl 3 AlCl 3 BF 3 FeCl 3 та ін | ||
де: K a - Константа кислотності; K p - Константа рівноваги.
Кислота там сильніша, ніж більше константа кислотності. Часто користуються значеннями рК а. Чим менша величина рК а, тим сильніша кислота.
рК а = -lgК а
Наприклад, рК а фенолу = 10, рК а етанолу = 16. Це означає, що фенол на шість порядків (у мільйон разів) сильніша за кислоту, ніж етиловий спирт.
Основність може бути виражена через рК b.
рКb = 14 - рКa
Важливо пам'ятати, що вода води = 15,7. Всі речовини, які мають рК а більше, ніж вода, не здатні виявляти кислі властивості у водних розчинах. Вода, як сильніша кислота, пригнічує дисоціацію слабших кислот. Так як у більшості органічних сполук кислотні властивості виражені набагато слабше, ніж у води, розроблений полярографічний підхід до оцінки їх кислотності (І.П. Білецька та ін). Він дозволяє оцінювати кислотність до рК а = 50, хоча дуже слабких кислот значення рК а можна оцінити лише дуже приблизні.
Надзвичайно важлива якісна оцінка кислотності як у рядах близьких за будовою речовин, так сполук різних класів. Здатність кислоти віддавати протон пов'язана зі стабільністю аніону, що утворюється. Чим стабільніше утворюється аніон, тим менше його прагнення захопити протон назад і перетворитися на нейтральну молекулу. Оцінюючи відносної стабільності аніону треба враховувати кілька чинників.
Природа атома, що дає протон.Атом тим легше втрачає протон, чим вища його електронегативність і поляризованість. Тому в ряді кислот здатність до дисоціації зменшується наступним чином:
S-H >O-H > -N-H >C-H
Цей ряд чудово відповідає властивостям атомів, відомим із періодичної таблиці.
Вплив оточення.Якщо порівнюються близькі за будовою речовини, оцінка проводиться порівнянням електронної густини на атомі, що віддав протон. Усі структурні чинники, сприяють зменшенню заряду, стабілізує аніон, а збільшення заряду – дестабілізують. Таким чином, усі акцептори збільшують кислотність, усі донори – зменшують.
Це відбувається незалежно від цього, з допомогою якого ефекту передачі електронів (індуктивного чи мезомерного) відбувається перерозподіл електронної щільності.
Сольватаційний ефект.Сольватація (взаємодія з молекулами розчинника) підвищує стабільність аніону за рахунок перерозподілу надлишку електронної густини між аніоном та молекулами розчинника. У загальному випадку закономірність така:
· Чим полярніше розчинник, тим сильніша сольватація;
· Чим менше іон, тим краще він сольватується.
Основність по Брёнстеду – здатність речовини надати свою пару електронів взаємодії з протоном. Як правило, це речовини, що містять в молекулі атоми азоту, кисню та сірки.
Чим слабший основний центр утримує пару електронів, тим вища основність. У ряді
R 3 -N >R 2O >R 2S
основність зменшується. Цю послідовність легко запам'ятати, використовуючи менімонічне правило "NOS".
Серед основ Бронстеда існує залежність: аніони більш сильні основи, ніж відповідні нейтральні молекули. Наприклад, гідроксид-аніон (– ОН) сильніша за основу, ніж вода (Н 2 О). При взаємодії основи з протоном можуть утворюватися онієві катіони:
· R 3 Про + - оксонієвий катіон;
· NR 4 + - амонієвий катіон;
· R 3 S + - сульфонієвий катіон.
Якісна оцінка основності у близьких за будовою речовин проводиться з використанням тієї ж логіки, що й оцінка кислотності, але зі зворотним знаком.
Тому всі акцепторні заступники основність зменшують, всі донорні - збільшують.
Кислоти та основи по Льюїсу
Підстави по Льюїсу – донори електронної пари, як і основи по Брёнстеду.
Визначення Льюїса для кислот помітно відрізняється від звичного (за Бренстедом). Кислотою по Льюїсу вважається будь-яка молекула або іон, що має вільну орбіталь, яка може бути в результаті взаємодії заповнена електронною парою. Якщо Бронстеду кислота – донор протона, то Льюїсу сам протон (Н +) – кислота, оскільки його орбіталь порожня. Кислот Льюїса дуже багато: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 і т.д. Теорія Льюїса дозволяє описати багато реакцій як кислотно-основні взаємодії. Наприклад:
Часто в реакціях з кислотами Льюїса як основи беруть участь органічні сполуки, які є донорами пари p-електронів:
В органічній хімії прийнято таке:
· якщо використовується термін «кислота» - мається на увазі кислота за Бренстед;
· якщо використовують термін «кислота» у льюїсівському розумінні – кажуть «кислота Льюїса».
Лекція №5
Вуглеводні
Алкани
· Гомологічний ряд, номенклатура, ізомерія, алкільні радикали. Електронна будова молекул алканів, sp 3 -гібридизація, s-зв'язок. Довжини C-C та C-H зв'язків, валентні кути, енергії зв'язків. Просторова ізомерія органічних речовин. Способи зображення просторової будови молекул із sp 3 -гібридизованими атомами вуглецю. Спектральні властивості алканов. Фізичні властивості алканів та закономірності їх зміни у гомологічному ряду.
Алкани (насичені ациклічні сполуки, парафіни)
Алкани - вуглеводні з відкритим ланцюгом атомів, що відповідають формулі С n H 2 n+2 де атоми вуглецю пов'язані між собою тільки σ-зв'язками.
Термін "насичений" означає, що кожен вуглець у молекулі такої речовини пов'язаний з максимально можливим числом атомів (із чотирма атомами).
Будова метану докладно викладено у лекції №2.
Ізомерія, номенклатура
Три перші члени гомологічного ряду (метан, етан та пропан) існують у вигляді одного структурного ізомеру. Починаючи з бутану, число ізомерів стрімко зростає: у пентана три ізомери, а у декана (З 10 Н 22) їх уже 75.
Глава 20. Кількісний опис хімічної рівноваги
20.1. Закон чинних мас
З законом мас, що діють, ви познайомилися, вивчаючи рівновагу оборотних хімічних реакцій (гл. 9 § 5). Згадаймо, що при постійній температурі для оборотної реакції
a A + b B d D+ f Fзакон чинних мас виражається рівнянням
Ви знаєте, що, застосовуючи закон діючих мас важливо знати, в якому агрегатному стані знаходяться речовини, що беруть участь у реакції. Але не тільки це: важливо число і співвідношення фаз у даній хімічній системі. За кількістю фаз реакції поділяються на гомофазні, і гетерофазні.Серед гетерофазних виділяють твердофазніреакції.
| Гомофазна реакція- Хімічна реакція, всі учасники якої знаходяться в одній фазі. |
Такою фазою може бути суміш газів (газова фаза) або рідкий розчин (рідка фаза). У цьому випадку всі частинки, що беруть участь у реакції, (A, B, D і F) мають можливість здійснювати хаотичний рух незалежно один від одного, і оборотна реакція протікає у всьому обсязі реакційної системи. Очевидно, що такими частинками можуть бути молекули газоподібних речовин, або молекули або іони, що утворюють рідину. Прикладами оборотних гомофазних реакцій є реакції синтезу аміаку, горіння хлору у водні, реакція між аміаком та сірководнем у водному розчині тощо.
Якщо хоча б одна речовина, що бере участь у реакції, знаходиться в іншій фазі, ніж інші речовини, то оборотна реакція протікає тільки на межі розділу і називається гетерофазною реакцією.
| Гетерофазна реакція– хімічна реакція, учасники якої у різних фазах. |
До оборотних гетерофазних реакцій відносяться реакції за участю газоподібних та твердих речовин (наприклад, розкладання карбонату кальцію), рідких та твердих речовин (наприклад, осадження з розчину сульфату барію або реакція цинку із соляною кислотою), а також газоподібних та рідких речовин.
Особливим випадком гетерофазних реакцій є твердофазні реакції, тобто реакції, всі учасники яких є твердими речовинами.
Загалом рівняння (1) справедливе для будь-якої оборотної реакції незалежно від того, до якої з перерахованих груп вона відноситься. Але в гетерофазній реакції рівноважні концентрації речовин, що знаходяться в більш упорядкованій фазі, є постійними величинами і можуть бути об'єднані в константі рівноваги (див. гл. 9 § 5).
Так, для гетерофазної реакції
a A г + b B кр d D г + f F крзакон діючих мас висловлюватиметься співвідношенням
Вигляд цього співвідношення залежить від цього, які речовини, що у реакції знаходяться у твердому чи рідкому стані (рідком, якщо інші речовини – гази).
У виразах закону діючих мас (1) та (2) формули молекул або іонів у квадратних дужках означають рівноважну концентрацію цих частинок у газі або розчині. При цьому концентрації не повинні бути великі (не більше 0,1 моль/л), оскільки ці співвідношення справедливі лише для ідеальних газів та ідеальних розчинів. (При великих концентраціях закон діючих мас залишається справедливим, але замість концентрації доводиться використовувати іншу фізичну величину (так звану активність), що враховує взаємодії між частинками газу або розчиняється. Активність не пропорційна концентрації).
Закон діючих мас застосуємо як для оборотних хімічних реакцій, йому підпорядковуються і багато оборотні фізичні процеси, наприклад межфазные рівноваги індивідуальних речовин під час переходу їх із одного агрегатного стану до іншого. Так, оборотний процес випаровування – конденсації води може бути виражений рівнянням
H 2 O ж H 2 O г
Для цього процесу можна записати рівняння константи рівноваги:
Отримане співвідношення підтверджує, зокрема, відоме вам із фізики твердження про те, що вологість повітря залежить від температури та тиску.
20.2. Константа автопротолізу (іонний твір)
Інше відоме вам застосування закону діючих мас – кількісний опис автопротолізу (гл. X § 5). Ви знаєте, що у чистій воді спостерігається гомофазна рівновага
2Н 2 О Н 3 О + + ВІН -
для кількісного опису якого можна використовувати закон діючих мас, математичним виразом якого є константа автопротолізу(іонний твір) води
Автопротоліз характерний не тільки для води, але і для багатьох інших рідин, молекули яких пов'язані між собою водневими зв'язками, наприклад, для аміаку, метанолу та фтороводню.
| 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - | K(NH 3) = 1,91. 10 -33 (при -50 o С); |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | K(CH 3 OH) = 4,90. 10 -18 (при 25 o С); |
| 2HF H 2 F + + F - | K(HF) = 2,00. 10 -12 (при 0 o С). |
Для цих та багатьох інших речовин відомі константи автопротолізу, які враховуються при виборі розчинника тих чи інших хімічних реакцій.
Для позначення константи автопротолізу часто використовують символ K S.
Константа автопротолізу залежить від цього, у межах якої теорії розглядається автопротоліз. Значення констант рівноваги навпаки залежать від прийнятої моделі. Переконаємося в цьому, порівнявши опис автопротолізу води за протолітичною теорією (колонка зліва) і за застарілою, але все ще широко використовуваною теорією електролітичної дисоціації (колонка праворуч):
За теорією електролітичної дисоціації передбачалося, що молекули води частково дисоціюють (розпадаються) на іони водню та гідроксид-іони. Ні причини, ні механізм цього "розпаду" теорія не пояснювала. Назва "константа автопротолізу" використовується зазвичай у протолітичній теорії, а "іонний твір" - в теорії електролітичної дисоціації.
20.3. Константи кислотності та основності. Водневий показник
Закон діючих мас застосовується і кількісної характеристики кислотно-основних властивостей різних речовин. У протолітичній теорії для цього використовуються константи кислотності та основності, а в теорії електролітичної дисоціації – константи дисоціації.
Як протолітична теорія пояснює кислотно-основні властивості хімічних речовин, ви знаєте (гл. XII § 4). Порівняємо цей підхід з підходом теорії електролітичної дисоціації на прикладі оборотної гомофазної реакції з водою синильної кислоти HCN – кислоти слабкої (ліворуч – з протолітичної теорії, праворуч – з теорії електролітичної дисоціації):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
K K(HCN) = K C. = = 4,93. 10 -10 моль/л |
HCN H + + CN –
Константа рівноваги K Cу цьому випадку називається константою дисоціації(або константою іонізації), позначається Доі дорівнює константі кислотності у протолітичній теорії. K = 4,93. 10 -10 моль/л |
Ступінь протолізу слабкої кислоти () в теорії електролітичної дисоціації називається ступенем дисоціації(якщо ця теорія розглядає цю речовину як кислоту).
У протолітичній теорії для характеристики основи можна використовувати його константу основності, а можна обійтися і константою кислотності сполученої кислоти. У теорії електролітичної дисоціації основами вважалися тільки речовини, що дисоціюють у розчині на катіон і гідроксид-іони, тому, наприклад, передбачалося, що в розчині аміаку міститься "гідроксід амонію", а пізніше - гідрат аміаку
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
K O (NH 3) = K C .
= |
NH 3 . H 2 O NH 4 + + OH –
Константа рівноваги K Cі в цьому випадку називається константою дисоціації, позначається Доі дорівнює константі основності. K = 1,74. 10-5 моль/л Уявлення про сполучену кислоту в цій теорії немає. Іон амонію кислотою не вважається. Кисле середовище в розчинах солей амонію пояснюється гідролізом. |
1,74. 10 -5 моль/л
Ще більші труднощі в теорії електролітичної дисоціації викликає опис основних властивостей інших речовин, що не містять гідроксилів, наприклад, амінів (метиламіну CH 3 NH 2 , аніліну C 6 H 5 NH 2 і т. п.).
Для характеристики кислотних та основних властивостей розчинів використовується ще одна фізична величина – водневий показник(позначається pH, читається "пе аш"). У межах теорії електролітичної дисоціації водневий показник визначався так:
pH = -lg
Точніше визначення, що враховує відсутність у розчині іонів водню та неможливість логарифмування одиниць вимірів:
pH = -lg ()
Правильніше було б називати цю величину "оксонієвим", а не водневим показником, але ця назва не використовується.
Аналогічно водневому визначається гідроксидний показник(позначається pOH, читається "пе оаш").
pOH = –lg()
Фігурні дужки, що позначають числове значення величини у виразах для водневого та гідроксидного показників, дуже часто не ставлять, забуваючи, що логарифмувати фізичні величини неможливо.
Так як іонний добуток води – величина постійна не тільки в чистій воді, а й у розбавлених розчинах кислот і основ, водневий та гідроксидний показники пов'язані між собою:
K(H 2 O) = = 10 -14 моль 2 / л 2
lg() = lg() + lg() = -14
pH + pOH = 14
У чистій воді = = 10 -7 моль/л, отже pH = pOH = 7.
У розчині кислоти (у кислому розчині) є надлишок іонів оксонію, їх концентрація більша, ніж 10 -7 моль/л і, отже pH< 7.
У розчині основи (лужному розчині), навпаки, є надлишок гідроксид-іонів, і, отже, концентрація іонів оксонію менше, ніж 10 -7 моль/л; у цьому випадку pH >7.
20.4. Константа гідролізу
В рамках теорії електролітичної дисоціації оборотний гідроліз (гідроліз солей) розглядається як окремий процес, при цьому виділяються випадки гідролізу
- солі сильної основи та слабкої кислоти,
- солі слабкої основи та сильної кислоти, а також
- солі слабкої основи та слабкої кислоти.
Розглянемо ці випадки паралельно у рамках протолітичної теорії та в рамках теорії електролітичної дисоціації.
Сіль сильної основи та слабкої кислоти
Як перший приклад розглянемо гідроліз KNO 2 – солі сильної основи та слабкої одноосновної кислоти.
| K + , NO 2 - та H 2 O. NO 2 - слабка основа, а H 2 O - амфоліт, отже, можлива оборотна реакція NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - , рівновага якої описується константою основності нітрит-іону і може бути виражена через константу кислотності азотистої кислоти: K o (NO 2 -) = |
При розчиненні цієї речовини вона необоротно дисоціює на іони K + і NO 2 - : KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - При одночасному присутності в розчині іонів H + і NO 2 протікає оборотна реакція H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Рівнавага реакції гідролізу описується константою гідролізу ( K h) і може бути виражено через константу дисоціації ( Дод) азотистої кислоти: K h = K c .
= |
Як бачите, у цьому випадку константа гідролізу дорівнює константі основності частинки-основи.
Незважаючи на те, що оборотний гідроліз протікає тільки в розчині, при видаленні води повністю "пригнічується", і, отже, продукти цієї реакції отримати неможливо, в рамках теорії електролітичної дисоціації записують і молекулярне рівняння гідролізу:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Як інший приклад розглянемо гідроліз Na 2 CO 3 – солі сильної основи та слабкої двоосновної кислоти. Хід міркувань тут абсолютно аналогічний. В рамках обох теорій виходить іонне рівняння:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
У межах протолітичної теорії воно називається рівнянням протолізу карбонат-іона, а рамках теорії електролітичної дисоціації – іонним рівнянням гідролізу карбонату натрію.
Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH
Константа основності карбонат-іона в рамках ТЕД називається константою гідролізу і виражається через "константу дисоціації вугільної кислоти по другому ступені", тобто через константу кислотності гідрокарбонат-іону.
Слід зазначити, що за цих умов HCO 3 - , будучи дуже слабкою основою, з водою практично не реагує, оскільки можливий протоліз пригнічується наявністю в розчині дуже сильних частинок-основ - гідроксид-іонів.
Сіль слабкої основи та сильної кислоти
Розглянемо гідроліз NH4Cl. В рамках ТЕД це сіль слабкої однокислотної основи та сильної кислоти.
| У розчині цієї речовини присутні частки: NH 4 + , Cl - та H 2 O. NH 4 + – слабка кислота, а H 2 O – амфоліт, отже, можлива оборотна реакція NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , рівновага якої описується константою кислотності іона амонію і може бути виражена через константу основності аміаку: K K (NH 4 +) = |
При розчиненні цієї речовини вона необоротно дисоціює на іони NH 4 + і Cl - : NH 4 Cl = NH 4 + + Cl - Вода – слабкий електроліт і оборотно дисоціює: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH-NH 3 . H 2 O Склавши рівняння цих двох оборотних реакцій та навівши подібні члени, отримаємо іонне рівняння гідролізу NH 4 + + H 2 O NH 3 . H 2 O + H + Рівнавага реакції гідролізу описується константою гідролізу і може бути виражене через константу дисоціації гідрату аміаку: K h = |
У цьому випадку константа гідролізу дорівнює константі кислотності іону амонію. Константа дисоціації гідрату аміаку дорівнює константі основності аміаку.
Молекулярне рівняння гідролізу (рамки ТЕД): NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H 2 O + HCl
Інший приклад реакції гідролізу солей цього типу – гідроліз ZnCl 2 .
| У розчині даної речовини присутні частки: Zn 2+ aq, Cl - та H 2 O. Іони цинку являють собою аквакатіони 2+ і є слабкими катіонними кислотами, а H 2 O – амфоліт, отже, можлива оборотна реакція 2 = + H 2 O + + H 3 O + , рівновага якої описується константою кислотності аквакатіону цинку і може бути виражена через константу основності іона триаквагідроксоцінка: K K ( 2+ ) = = | При розчиненні даної речовини вона необоротно дисоціює на іони Zn 2+ і Cl - : ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl - Вода – слабкий електроліт і оборотно дисоціює: H 2 O H + + OH - При одночасному присутності в розчині іонів OH - і Zn 2+ протікає оборотна реакція Zn 2+ + OH - ZnOH + Склавши рівняння цих двох оборотних реакцій та навівши подібні члени, отримаємо іонне рівняння гідролізу Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Рівновага реакції гідролізу описується константою гідролізу і може бути виражено через "константу дисоціації гідроксиду цинку по другому ступені": K h = |
Константа гідролізу цієї солі дорівнює константі кислотності аквакатіону цинку, а константа дисоціації гідроксиду цинку на другому ступені – константі основності іона + .
Іон .+ – слабкіша кислота, ніж іон 2+ , тому він з водою практично не реагує, так як ця реакція пригнічується через наявність у розчині іонів оксонію. У рамках ТЕД це твердження звучить так: "Гідроліз хлориду цинку по другому ступені практично не йде".
Молекулярне рівняння гідролізу (рамки ТЕД):
ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl.
Сіль слабкої основи та слабкої кислоти
За винятком солей амонію такі солі, як правило, нерозчинні у воді. Тому розглянемо цей тип реакцій з прикладу ціаніду амонію NH 4 CN.
| У розчині цієї речовини присутні частки: NH 4 + , CN - і H 2 O. NH 4 + – слабка кислота, CN - – слабка основа, а H 2 O – амфоліт, отже, можливі такі оборотні реакції: NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , (1) CN - + H 2 O HCN + OH - , (2) NH 4 + + CN - NH 3 + HCN. (3) Остання реакція краща, оскільки в ній, на відміну від перших двох, утворюється і слабка кислота, і слабка основа. Саме ця реакція переважно і протікає при розчиненні ціаніду амонію у воді, але виявити це зміни кислотності розчину неможливо. Невелике підлужування розчину викликано тим, що друга реакція все-таки дещо краща, ніж перша, так як константа кислотності синильної кислоти (HCN) набагато менше константи основності аміаку. Рівновага в цій системі характеризується константою кислотності синильної кислоти, константою основності аміаку та константою рівноваги третьої реакції:
Виразимо з першого рівняння рівноважну концентрацію синильної кислоти, та якщо з другого рівняння – рівноважну концентрацію аміаку і підставимо ці величини третє рівняння. В результаті отримаємо
|
При розчиненні цієї речовини вона необоротно дисоціює на іони NH 4 + і CN - : NH 4 CN = NH 4 + + CN - Вода – слабкий електроліт і оборотно дисоціює: H 2 O H + + OH - При одночасному присутності в розчині іонів OH - та NH 4 + протікає оборотна реакція NH 4 + + OH-NH 3 . H 2 O А при одночасному присутності іонів H+ та CN – протікає інша оборотна реакція Склавши рівняння цих трьох оборотних реакцій та навівши подібні члени, отримаємо іонне рівняння гідролізу NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3 . H 2 O + HCN Вид константи гідролізу в цьому випадку такий: K h = І вона може бути виражена через константу дисоціації гідрату аміаку та константу дисоціації синильної кислоти: K h = |
Молекулярне рівняння гідролізу (в рамках ТЕД):
NH 4 CN + H 2 O NH 3 . H 2 O + HCN
20.5. Константа сольватації (твір розчинності)
Процес хімічного розчинення твердої речовини у воді (і не лише у воді) можна виразити рівнянням. Наприклад, у разі розчинення хлориду натрію:
NaCl кр + ( n+m)H 2 O = + + -
Це рівняння явно показує, що найважливішою причиною розчинення хлориду натрію є гідратація іонів Na + і Cl - .
У насиченому розчині встановлюється гетерофазна рівновага:
NaCl кр + ( n+m)H 2 O + + - ,
яке підпорядковується закону чинних мас. Але оскільки розчинність хлориду натрію досить значна, вираз для константи рівноваги в цьому випадку можна записати тільки з використанням активностей іонів, які далеко не завжди відомі.
У разі рівноваги в розчині малорозчинної (або практично нерозчинної речовини) вираз константи рівноваги в насиченому розчині можна записати з використанням рівноважних концентрацій. Наприклад, для рівноваги у насиченому розчині хлориду срібла
AgCl кр + ( n+m)H 2 O + + -
Оскільки рівноважна концентрація води у розведеному розчині практично стала, можна записати
K Р (AgCl) = K C . n+m = .
Те саме спрощено
K Г (AgCl) = або KГ (AgCl) =
Величина, що вийшла ( KГ) зветься константи гідратації(у разі будь-яких, а не тільки водних розчинів – константи сольватації).
В рамках теорії електролітичної дисоціації рівновага в розчині AgCl записується так:
AgCl кр Ag + + Cl –
Відповідна константа називається твором розчинностіта позначається літерами ПР.
ПР(AgCl) =
Залежно від співвідношення катіонів та аніонів у формульній одиниці вираз для константи сольватації (твору розчинності) може бути різним, наприклад:
Значення констант гідратації (творів розчинності) деяких малорозчинних речовин наведено у додатку 15.
Знаючи добуток розчинності, легко розрахувати концентрацію речовини в насиченому розчині. Приклади:
1. BaSO 4кр Ba 2+ + SO 4 2-
ПР(BaSO 4) = = 1,8. 10 -10 моль 2/л 2 .
c(BaSO 4) = = = = 
= 1,34. 10 -5 моль/л.
2. Ca(OH) 2кр Ca 2+ + 2OH -
ПР = 2 = 6,3. 10 -6 моль 3/л 3 .
2 ПР = (2) 2 = 4 3
c = = 
= 
= 1,16. 10 -2 моль/л.
Якщо при проведенні хімічної реакції в розчині з'являються іони, що входять до складу малорозчинної речовини, то, знаючи добуток розчинності цієї речовини, легко визначити, чи воно випаде в осад.
Приклади:
1. Чи випаде осад гідроксиду міді при додаванні 100 мл 0,01 М розчину кальцію гідроксиду до рівного за обсягом 0,001 М розчину сульфату міді?
Cu 2+ + 2OH - Cu(OH) 2
Осад гідроксиду міді утворюється, якщо добуток концентрацій іонів Cu 2+ і OH - буде більшим за добуток розчинності цього малорозчинного гідроксиду. Після зливання рівних за об'ємом розчинів загальний об'єм розчину стане вдвічі більшим, ніж об'єм кожного з вихідних розчинів, отже концентрація кожної з реагуючих речовин (до початку реакції) зменшиться вдвічі. Концентрація в отриманому розчині іонів міді
c(Cu 2+) = (0,001 моль/л): 2 = 0,0005 моль/л.
Концентрація гідроксид іонів –
c(OH -) = (2. 0,01 моль/л): 2 = 0,01 моль/л.
Добуток розчинності гідроксиду міді
ПР = 2 = 5,6. 10 -20 моль 3/л 3 .
c(Cu 2+) . ( c(OH-)) 2 = 0,0005 моль/л. (0,01 моль/л) 2 = 5 . 10 -8 моль 3/л 3 .
Добуток концентрацій більше добутку розчинності, отже, осад випаде.
2. Чи випаде осад сульфату срібла при зливанні рівних обсягів 0,02 М розчину сульфату натрію та 0,04 М розчину нітрату срібла?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Концентрація в отриманому розчині іонів срібла
c(Ag +) = (0,04 моль/л): 2 = 0,02 моль/л.
Концентрація в отриманому розчині сульфат-іонів
c(SO 4 2-) = (0,02 моль/л): 2 = 0,01 моль/л.
Добуток розчинності сульфату срібла
ПР(Ag 2 SO 4) = 2. = 1,2. 10 -5 моль 3/л 3 .
Добуток концентрацій іонів у розчині
{c(Ag+)) 2. c(SO 4 2-) = (0,02 моль/л) 2. 0,01 моль/л = 4 . 10 -6 моль 3/л 3 .
Добуток концентрацій менше твору розчинності, отже, осад не утворюється.
20.6. Ступінь перетворення (ступінь протолізу, ступінь дисоціації, ступінь гідролізу)
Ефективність проведеної реакції зазвичай оцінюють, розраховуючи вихід продукту реакції (параграф 5.11). Разом з тим, оцінити ефективність реакції можна також, визначивши, яка частина найважливішої (зазвичай найдорожчої) речовини перетворилася на цільовий продукт реакції, наприклад, яка частина SO 2 перетворилася на SO 3 при виробництві сірчаної кислоти, тобто знайти ступінь перетвореннявихідної речовини.
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
хлор (реагент) однаково перетворюється на хлорид калію та гіпохлорит калію. У цій реакції навіть при 100% виході KClO ступінь перетворення в нього хлору дорівнює 50%.
Відома вам величина – ступінь протолізу (параграф 12.4) – окремий випадок ступеня перетворення:
У рамках ТЕД аналогічні величини називаються ступенем дисоціаціїкислоти або основи (позначаються також як ступінь протолізу). Ступінь дисоціації пов'язана з константою дисоціації відповідно до закону розведення Оствальда.
В рамках тієї ж теорії рівновага гідролізу характеризується ступенем гідролізу (h), при цьому використовуються наступні вирази, що пов'язують її з вихідною концентрацією речовини ( з) і константами дисоціації слабких кислот (K HA), що утворюються при гідролізі, і слабких основ ( K MOH):
Перше вираз справедливо для гідролізу солі слабкої кислоти, друге – солі слабкої основи, а третє – солі слабкої кислоти та слабкої основи. Всі ці вирази можна використовувати тільки для розбавлених розчинів за ступенем гідролізу не більше 0,05 (5%).
Закон діючих мас, гомофазні реакції, гетерофазні реакції, твердофазні реакції, Константа автопротолізу (іонний твір), константа дисоціації (іонізації), ступінь дисоціації (іонізації), водневий показник, гідроксидний показник, константа гідролізу, константа сольватації (твір розчинності) .
- Перерахуйте фактори, що зміщують хімічну рівновагу та змінюють константу рівноваги.
- Які фактори дозволяють усунути хімічну рівновагу, не змінюючи константу рівноваги?
- Необхідно приготувати розчин, що містить в 1 л 0,5 моля NaCl, 0,16 моля KCl і 0,24 моля K 2 SO 4 . Як це зробити, маючи у своєму розпорядженні лише хлорид натрію, хлорид калію та сульфат натрію?
- Визначте ступінь протолізу оцтової, синильної та азотної кислот у децимолярному, сантимолярному та мілімолярному розчинах.
- Ступінь протолізу масляної кислоти в 0,2 М розчині дорівнює 0,866%. Визначте константу кислотності цієї речовини.
- При якій концентрації розчину ступінь протолізу азотистої кислоти дорівнюватиме 0,2?
- Скільки води потрібно додати до 300 мл 0,2 М розчину оцтової кислоти, щоб рівень протолізу кислоти подвоївся?
- Визначте ступінь протолізу бромноватої кислоти, якщо в її розчині pH = 6. Яка концентрація кислоти в цьому розчині?
- Водневий показник розчину дорівнює 3. Якою для цього має бути концентрація а) азотної, б) оцтової кислоти?
- Як треба змінити концентрацію а) іонів оксонію, б) гідроксид-іонів у розчині, щоб водневий показник розчину збільшився на одиницю?
- Скільки іонів оксонію міститься в 1 мл розчину за pH = 12?
- Як зміниться водневий показник води, якщо до 10 л додати 0,4 г NaOH?
- Розрахуйте концентрації іонів оксонію та гідроксид-іонів, а також значення водневого та гідроксидного показників у наступних водних розчинах: а) 0,01 М розчин HCl; б) 0,01 М розчин CH3COOH; в) 0,001 М розчин NaOH; г) 0,001 М розчин NH3.
- Використовуючи значення творів розчинності, наведені у додатку, визначте концентрацію та масову частку розчинених речовин у розчині а) хлориду срібла, б) сульфату кальцію, в) фосфату алюмінію.
- Визначте об'єм води, необхідної для розчинення при 25 o С сульфату барію масою 1 г.
- Чому дорівнює маса срібла, що у вигляді іонів в 1 л насиченого при 25 o С розчину броміду срібла?
- В якому об'ємі насиченого при 25 o С розчину сульфіду срібла міститься 1 мг розчиненої речовини?
- Чи утвориться осад, якщо до 0,05 М розчину Pb(NO 3) 2 додасть рівного об'єму 0,4 М розчину KCl?
- Визначте, чи осад випаде після зливання 5 мл 0,004 М розчину CdCl 2 і 15 мл 0,003 М розчину KOH.
- У вашому розпорядженні є наступні речовини: NH 3 , KHS, Fe, Al(OH) 3 , CaO, NaNO 3 , CaCO 3 , N 2 O 5 , LiOH, Na 2 SO 4 . 10H 2 O, Mg(OH)Cl, Na, Ca(NO 2) 2 . 4H 2 O, ZnO, NaI . 2H 2 O, CO 2 , N 2 , Ba(OH) 2 . 8H 2 O, AgNO 3 . Для кожної з цих речовин на окремій картці дайте відповідь на наступні питання:
1) Який тип будови цієї речовини за звичайних умов (молекулярна чи немолекулярна)?
2) У якому агрегатному стані знаходиться ця речовина за кімнатної температури?
3) Якого типу кристали утворює цю речовину?
4) Охарактеризуйте хімічний зв'язок у цій речовині.
5) До якого класу за традиційною класифікацією належить ця речовина?
6) Як ця речовина взаємодіє з водою? Якщо воно розчиняється або реагує, наведіть хімічне рівняння. Чи звернемо цей процес? Якщо звернемо, то за яких умов? Якими фізичними величинами можна охарактеризувати стан рівноваги у цьому? Якщо речовина розчинна, то як збільшити її розчинність?
7) Чи можна провести реакцію цієї речовини із хлороводневою кислотою? Якщо можна, то за яких умов? Наведіть рівняння реакції. Чому ця реакція протікає? Чи оборотна вона? Якщо оборотна, то за яких умов? Як збільшить вихід у цій реакції? Що зміниться, якщо замість хлороводневої кислоти використовувати сухий хлороводень? Наведіть відповідне рівняння реакції.
8) Чи можна провести реакцію цієї речовини із розчином гідроксиду натрію? Якщо можна, то за яких умов? Наведіть рівняння реакції. Чому ця реакція протікає? Чи оборотна вона? Якщо оборотна, то за яких умов? Як збільшить вихід у цій реакції? Що зміниться, якщо замість розчину гідроксиду натрію використовувати сухий NaOH? Наведіть відповідне рівняння реакції.
9) Наведіть усі відомі вам способи одержання цієї речовини.
10) Наведіть усі відомі вам назви даної речовини.
При відповіді ці запитання можна використовувати будь-яку довідкову літературу.
