Umumiy holda, Bronsted-Lowri protolitik nazariyasiga ko'ra, (4.2) tenglamaga muvofiq biz zaif monoprotik kislotaning dissotsiatsiyasiga ega bo'lamiz:
Haqiqiy termodinamik doimiy TO bu muvozanat bo'ladi
bu erda barcha harakatlar muvozanatli. Keling, ushbu nisbatni quyidagi shaklda tasavvur qilaylik:
Oldingi holatda bo'lgani kabi, ikkita doimiy ko'paytmani belgilaymiz TO va a(H 2 O) orqali (H 2 O) = const at T= const. Keyin
yoki taxminan:
bu erda barcha konsentratsiyalar muvozanatdir. Mana qiymat TO A chaqirdi kislotali dissotsilanish (ionlanish) doimiy yoki oddiygina kislotalik doimiysi.
Ko'p kuchsiz kislotalar uchun raqamli qiymatlar TO A juda kichik, shuning uchun hajmi o'rniga TO A murojaat qiling kuch ko'rsatkichi (yoki oddiygina ko'rsatkich):
rK A =- lg TO A .
Ko'proq TO A(ya'ni, kamroq p TO A ), kislota kuchliroq.
Bir asosli kislota HB ning dastlabki konsentratsiyasi uning eritmadagi dissotsilanish (ionlanish) darajasiga teng bo'lsin. Shunda [H 3 O + ] va [B - ] ionlarining muvozanat konsentrasiyalari [H 3 O + ] = [B - ] = ga teng bo‘ladi. as A , muvozanat kislota konsentratsiyasi [NV] = Bilan A - α Bilan A = Bilan A(1 - a). Muvozanat konsentratsiyasining ushbu qiymatlarini muvozanat konstantasi (4.10) ifodasiga almashtirib, biz quyidagilarga erishamiz:
Agar konsentratsiya o'rniga Bilan A uning teskarisini ishlating V- suyultirish (suyultirish), l/mol bilan ifodalangan, V=1/Bilan A , keyin uchun formula TO A quyidagicha ko'rinadi:
Bu munosabat va ifoda
tasvirlab bering Ostvaldning suyultirish qonuni (yoki suyultirish qonuni) zaif ikkilik elektrolitlar uchun. a1 da (ko'pgina analitik tizimlarda odatiy holat)
Ko'rsatish oson, umumiy holatda, sxema bo'yicha ionlarga parchalanadigan har qanday tarkibli K n A m kuchsiz elektrolit uchun.
K n A m = P TO t+ +t A n -
Ostvaldning suyultirish qonuni munosabat bilan tavsiflanadi
Qayerda Bilan- kuchsiz elektrolitning dastlabki kontsentratsiyasi, masalan, kuchsiz kislota. Shunday qilib, ortofosfor kislotasi H 3 PO 4 uchun (P = 3,
T= 1), bu sxema bo'yicha butunlay ionlarga parchalanadi
.
Ikkilik elektrolitlar uchun munosabat (4.11) ga aylanadi. a1 uchun bizda:
Bir asosli kislota NV eritmasining muvozanat pH qiymati topilsin. Vodorod ionlarining muvozanat konsentratsiyasi
Belgilashdan foydalanib, biz quyidagilarni olamiz:
pH = 0,5 (r TO A+p Bilan A). (4.12)
Shunday qilib, kuchsiz monoprotik kislota eritmasining muvozanat pH qiymatini hisoblash uchun ushbu kislotaning kislotalik konstantasini bilish kerak. TO A va uning dastlabki konsentratsiyasi Bilan A .
Dastlabki konsentratsiyasi 0,01 mol/l bo`lgan sirka kislota eritmasining pH ni hisoblab chiqamiz.
Sirka kislotasi uchun xona haroratida TO A = 1,74·10 -5 va b TO A = 4,76.
(4.12) formula bo'yicha biz quyidagilarni yozishimiz mumkin:
pH = 0,5 (p TO A+p Bilan A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
Shunga o'xshash mulohaza har qanday zaif eritmadagi muvozanat uchun ham amalga oshirilishi mumkin ko'p asosli kislotalar.
Ko'p asosli kislotalar bir necha bosqichda bosqichma-bosqich ionlarga ajraladi, ularning har biri o'ziga xos muvozanat konstantasi bilan tavsiflanadi. bosqichli kislota dissotsilanish konstantasi. Masalan, H 3 BO 3 ortobor kislotasi eritmalarida muvozanat o'rnatiladi (doimiy qiymatlar 25 ° C uchun berilgan):
H 3 VO 3 + H 2 O = H 3 O + +, TO 1
= 
H 2 O = H 3 O + +, TO 2
= 
H 2 O = H 3 O + +, TO 3 =
Har bir keyingi bosqichning kislotali dissotsilanish konstantasi avvalgi bosqichning dissotsilanish konstantasidan kamroq bo'ladi - odatda bir necha kattalik tartibida.
Barcha bosqichli dissotsilanish konstantalarining mahsuloti umumiy kislota dissotsilanish konstantasi K ga teng:
TO 1 TO 2 ...TO P =K.
Shunday qilib, ortoborik kislota uchun qiymatni ko'rish oson
TO 1
TO 2
TO 3
=K= 
sxema bo'yicha to'liq kislota dissotsilanish konstantasi mavjud:
4.3.2 Kuchsiz asoslar eritmalarining asoslik konstantasi va pH
Bronsted-Lowri kislotalar va asoslarning protolitik nazariyasiga muvofiq, umumiy holda, suvli eritmalarda bir kislotali kuchsiz B asosini ionlash uchun biz quyidagilarni yozishimiz mumkin:
B + H 2 O = HB + + OH -
Agar asosning ionlanish darajasi a1 bo'lsa, bu kimyoviy muvozanatning konstantasi sifatida konsentratsiya konstantasini olish mumkin.
Avvalgisiga o'xshab, biz quyidagilarni olamiz:
TO = =K b = const qachon T= const
ikki konstantaning mahsuloti sifatida TO=const va [H 2 O] = const.
Keling, miqdorni chaqiraylik K b , teng, shuning uchun
K b = , (4.13)
kuchsiz bir kislotali asosning dissotsilanish (ionlanish) konstantasiyokifaqat asosiylik doimiysi bu asos va kattalik
p K b = K b ,
Asosiylik konstantasining kuch ko'rsatkichi (yoki oddiygina ko'rsatkich).
Ko'rib chiqilayotgan ishda Ostvaldning suyultirish qonuniga binoan ((4.11) munosabatlariga o'xshash)
K b =,
bu yerda bir kislotali kuchsiz asosning ionlanish darajasi va uning dastlabki konsentratsiyasi. Chunki a1 kuchsiz asos uchun, keyin
Ko'rib chiqilayotgan monokislota asosining xona haroratidagi suvli eritmasining muvozanat pH qiymatini topamiz. (4.7) formulaga muvofiq bizda:
pH = p TO w - pOH = 14 - pOH.
pOH = [OH - ] qiymatini aniqlaymiz. Shubhasiz
[OH - ] = = 
Ko'rsatkichlar yordamida pOH = [OH - ], p TO b =K b Va
p = , Biz olamiz: pOH = 0,5 (p TO b+ p). Ushbu ifodani yuqoridagi pH formulasiga almashtirib, biz munosabatga erishamiz
pH = 14 - pOH = 14 - 0,5 (p TO b+ p).
Shunday qilib, kuchsiz bir kislotali asos eritmasidagi muvozanat pH qiymatini (4.15) formuladan foydalanib hisoblash mumkin:
pH = 14 - 0,5 (p TO b+ p). (4.15)
Xona haroratida ammiakning 0,01 mol/l suvli eritmasida pH ni hisoblaylik. TO b= va p TO b = 4,76.
Ammiakning suvli eritmasida muvozanat o'rnatiladi:
asosan chapga siljiydi, shuning uchun ammiakning ionlanish darajasi . Shuning uchun, pH qiymatini hisoblash uchun (4.15) nisbatdan foydalanishingiz mumkin:
pH = 14 - 0,5 (p TO b+ p) =
Xuddi shunday mulohaza har qanday zaif uchun ham amalga oshirilishi mumkin poli kislotali asoslar. To'g'ri, bu yanada og'irroq ifodalarga olib keladi.
Kuchsiz poli kislotali asoslar, xuddi kuchsiz ko‘p asosli kislotalar singari, bosqichma-bosqich dissotsilanadi va dissotsilanishning har bir bosqichida ham asosning o‘ziga xos bosqichli dissotsilanish konstantasi – bosqichli asoslik konstantasi mavjud.
Masalan, suvli eritmalardagi qo'rg'oshin gidroksidi Pb(OH) 2 ikki bosqichda ionlarga parchalanadi:
Xuddi shu muvozanatni boshqa yo'l bilan yozish mumkin, (protolitik nazariya doirasida) asosni protonni biriktiruvchi modda sifatida ta'riflash, bu holda uni suv molekulasidan qabul qilish:
Bosqichli asosiylik konstantalari quyidagi ko'rinishda ifodalanishi mumkin:
Ko'rsatilgan muvozanatni qayd etish bilan, suv molekulasidan proton gidroksil guruhiga suv molekulasi () hosil bo'lishi bilan o'tadi, buning natijasida qo'rg'oshin (II) atomi yaqinidagi suv molekulalari soni ortadi. bittaga ortadi va qo'rg'oshin (II) atomi bilan bog'liq gidroksil guruhlar soni ), shuningdek, har bir dissotsiatsiya bosqichida bittaga kamayadi.
Ish TO 1 TO 2 =K=[Pb 2+ ][OH - ] 2 /[Pb(OH) 2 ] =
2.865, bu erda TO- sxema bo'yicha umumiy dissotsiatsiya konstantasi
yoki yozilgan boshqa sxema bo'yicha
bu oxir-oqibat bir xil natijaga olib keladi.
Yana bir misol, organik asos etilendiamin bo'lib, u suvli eritmada ikki bosqichda ionlanishga uchraydi. Birinchi bosqich:
Ikkinchi bosqich:
Ish 
-
umumiy dissotsiatsiya konstantasi. Bu muvozanatga mos keladi
Muvozanat konstantalarining raqamli qiymatlari yuqorida xona harorati uchun berilgan.
Ko'p asosli kislotalarda bo'lgani kabi, kuchsiz poli kislotali asos uchun har bir keyingi bosqichning dissotsilanish konstantasi odatda oldingi bosqichdagi dissotsilanish konstantasidan bir necha marta kichikroq bo'ladi.
Jadvalda 4.2-jadvalda ba'zi kuchsiz kislotalar va asoslarning kislotalilik va asoslik konstantalarining raqamli qiymatlari ko'rsatilgan.
4.2-jadval. Ayrim kislota va asoslarning suvli eritmalarida haqiqiy termodinamik ionlanish konstantalari.
TO A- kislotalilik doimiysi, TO b- asosiylik doimiysi,
TO 1 - birinchi bosqich uchun dissotsiatsiya konstantasi;
TO 2
- ikkinchi bosqich uchun dissotsiatsiya konstantasi va boshqalar.
| Kuchsiz kislotalarning dissotsilanish konstantalari |
||
| Kislota | TO A | R TO A=-lg TO A |
| Azotli Aminoasetik Benzoinaya Borik (ortoborik) Tetraborik Protolitik reaksiyalarning turlari. MU "Echimlar" 52-55-betlar Suvning avtoprotolizi. Suvning ionli mahsuloti.MU "Echimlar"» 56-bet Suv molekulalarining kichik bir qismi har doim ion holatida bo'ladi, garchi u juda zaif elektrolitdir. Suvning ionlanishi va keyingi dissotsiatsiyasi, yuqorida aytib o'tilganidek, kislota-asos nomutanosibligi yoki avtoprotolizning protolitik reaktsiyasi tenglamasi bilan tavsiflanadi. Suv juda zaif elektrolit, shuning uchun hosil bo'lgan konjugat kislota va konjugat asos kuchli. Shuning uchun bu protolitik reaksiyaning muvozanati chapga siljiydi. Bu muvozanatning doimiysi K = ga teng Suv ioni konsentratsiyasi mahsulotining miqdoriy qiymati × dir suvning ion mahsuloti. Bu teng: × = K teng. × 2 = 1×10 – 14 Shuning uchun: KH 2O = × = 10 – 14 yoki soddalashtirilgan KH 2O = × = 10 – 14 KH2O - suvning ion mahsuloti, suvning avtoprotoliz konstantasi yoki oddiygina suv konstantasi. KH2O haroratga bog'liq. Haroratning oshishi bilan u kuchayadi. Kimyoviy toza suvda = = = 1×10 – 7. Bu neytral muhit. Eritma tarkibida > bo'lishi mumkin - muhit kislotali yoki< – среда щелочная = ; = pH qiymati Eritmalarning kislotaliligini miqdoriy ifodalash uchun foydalaning vodorod ioni kontsentratsiyasi ko'rsatkichi pH. Vodorod indeksi eritmadagi erkin vodorod ionlari konsentratsiyasining manfiy kasr logarifmiga teng qiymatdir. pH = – log ⇒ = 10 – pH Neytral muhitda pH = 7 Kislotali pH da< 7 Ishqoriy pH > 7 da Muhitning asosliligini tavsiflash uchun gidroksil indikator pOH ishlatiladi rON = – log [OH - ] ⇒ [OH - ] = 10 – rON pH + pOH = 14 Þ pH = 14 – pOH va pOH = 14 – pH Kislotalar va asoslar eritmalari uchun pH ni hisoblash formulalari. pH = – log
C(HCl) = 0,1 mol/l bo‘lgan HCl eritmasining to‘liq dissotsiatsiyalanish sharti bilan uning pH qiymatini hisoblang. C(HCl) = 0,1 mol/l; pH = – log 0,1 = 1 2. Kuchli asoslar: [OH - ] = S(1/z asos) Xuddi shu sharoitda NaOH eritmasining pH ni hisoblang. C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10 – 13; pH = – log 10 – 13 = 13 3. Kuchsiz kislotalar Molyar konsentratsiyasi 0,5 mol/l bo‘lgan sirka kislota eritmasining pH qiymatini hisoblang. K CH 3COOH = 1,8×10 – 5. 3×10 – 3 pH = – log 3×10 – 3 = 2,5 4. Zaif poydevorlar Molyar konsentratsiyasi 0,2 mol/l bo‘lgan ammiak eritmasining pH qiymatini hisoblang. K NN 3 = 1,76×10 – 5 1,88×10 – 3 0,53×10 – 11; pH = – log 0,53×10 – 11 = 11,3 5. C(H +) = [H + ] = 10 - pH pH = 7 da, [H + ] = 10 – 7 PH ni aniqlashning turli usullari mavjud: indikatorlar va ionomer qurilmalardan foydalanish. Organizmdagi kimyoviy reaksiyalar va biokimyoviy jarayonlar uchun pH qiymati. Ko'pgina reaktsiyalar ma'lum bir yo'nalishda davom etishi uchun qat'iy belgilangan pH qiymatini talab qiladi. Odatda, sog'lom organizmda ko'pchilik biologik suyuqliklarning atrof-muhit reaktsiyasi neytralga yaqin. Qon - 7,4 Tuprik - 6,6 Ichak shirasi - 6,4 Safro - 6,9 Siydik - 5,6 Oshqozon shirasi: a) dam olishda - 7.3 b) ovqat hazm qilish holatida - 1,5-2 PH ning me'yordan chetga chiqishi diagnostik (kasallikning ta'rifi) va prognostik (kasallik kursi) ahamiyatga ega. Atsidoz - pH ning kislotali tomonga siljishi, pH pasayadi, vodorod ionlarining kontsentratsiyasi ortadi. Alkaloz - bu pH ning ishqoriy hududga o'tishi, pH ko'tarilishi va vodorod ionlarining konsentratsiyasining pasayishi. Qon pH ning me'yordan o'ndan bir qismiga vaqtincha og'ishi tanadagi jiddiy buzilishlarga olib keladi. Qonning pH qiymatida uzoq muddatli og'ishlar o'limga olib kelishi mumkin. Qonning pH qiymatidagi og'ishlar 6,8 - 8 bo'lishi mumkin, bu diapazondan tashqari har qanday yo'nalishdagi o'zgarishlar hayotga mos kelmaydi. Birlashtirilgan va izolyatsiyalangan protolitik muvozanatlar. Protolitik jarayonlar teskari reaktsiyalardir. Protolitik muvozanat kuchsizroq kislotalar va asoslar hosil bo'lishiga qarab siljiydi. Ularni protonga ega bo'lish uchun har xil kuchli bazalar o'rtasidagi raqobat deb hisoblash mumkin. Ular izolyatsiya qilingan va birlashtirilgan muvozanatlar haqida gapirishadi. Agar bir vaqtning o'zida mavjud bo'lgan bir nechta muvozanatlar bir-biridan mustaqil bo'lsa, ular izolyatsiya qilingan deb ataladi. Ulardan birida muvozanatning siljishi ikkinchisida muvozanat holatining o'zgarishiga olib kelmaydi. Agar ularning birida muvozanatning o'zgarishi ikkinchisida muvozanatning o'zgarishiga olib kelsa, u holda biz birlashgan (konjugat, raqobatdosh) muvozanat haqida gapiramiz. Kombinatsiyalangan muvozanatli tizimlarda ustunlik qiluvchi jarayon muvozanat konstantasining kattaroq qiymati bilan tavsiflanadi. Ikkinchi jarayon ustun bo'ladi, chunki uning muvozanat konstantasi birinchi jarayonning muvozanat konstantasidan katta. Ikkinchi jarayondagi muvozanat ko'proq o'ngga siljiydi, chunki Metilamin ammiakdan kuchli asos, NH 4 + CH 3 NH 3 + dan kuchliroq kislota. Xulosa: Kuchliroq asos kuchsizroq asosning ionlanishini bostiradi. Shuning uchun ammiak va metilamin aralashmasiga oz miqdorda xlorid kislota qo'shilsa, u asosan protonatsiyaga uchragan metilamin bo'ladi. Va shuningdek: eng kuchli kislota kuchsiz kislotalarning ionlanishini bostiradi. Shunday qilib, me'da shirasida mavjud bo'lgan xlorid kislotasi sirka kislotasi (oziq-ovqatdan keladigan) yoki asetilsalitsil kislotasi (dorivor modda) ning ionlanishini bostiradi. ______________________________________________________________
Shunday qilib, ushbu nazariyaga ko'ra Kislota - molekulalari (shu jumladan ionlari) proton berishga qodir bo'lgan har qanday moddadir, ya'ni. proton donori bo'lish; Baza - molekulalari (shu jumladan ionlari) protonni biriktirishga qodir bo'lgan har qanday moddadir, ya'ni. proton qabul qiluvchi bo'lish; Amfolit protonlarning ham donori, ham qabul qiluvchisi bo'lgan har qanday moddadir. Bu nazariya nafaqat neytral molekulalarning, balki ionlarning ham kislota-asos xususiyatlarini tushuntiradi. Kislota protondan voz kechib, bu kislotaning konjugati bo'lgan asosga aylanadi. "Kislota" va "asos" atamalari nisbiy tushunchalardir, chunki bir xil zarralar - molekulalar yoki ionlar sherikga qarab ham asosiy, ham kislotali xususiyatlarni namoyon qilishi mumkin. Protolitik muvozanat vaqtida kislota-ishqor juftlari hosil bo'ladi. Proton nazariyasiga ko'ra, gidroliz, ionlanish va neytrallanish reaktsiyalari maxsus hodisa sifatida qaralmaydi, balki protonlarning kislotadan asosga odatiy ko'chishi hisoblanadi. Vodorod ionining ajralishidan keyin hosil bo'lgan A zarrasi | ||
| berilgan kislotaning konjugat asosi deyiladi, chunki u H + ionini o'ziga qayta biriktirishga qodir. | ||
| Protolitik nazariyaga ko'ra, kislotalar va asoslar uch xil bo'lishi mumkin: neytral, anion va katyonik. Birinchilari H + ionini berish yoki biriktirishga qodir neytral molekulalardir, masalan: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (kislotalar); NH 3, CH 3 –O–CH 3 (asoslar). Anion asoslar va kislotalar manfiy zaryadlangan ionlardir, masalan: HSO 4 –, HPO 4 2–, HS – (kislotalar); OH – , Cl – , NO 3 – (asoslar). Rolda katyonik asoslar va kislotalar musbat zaryadlangan ionlar paydo bo'ladi, masalan: NH 4 +, H 3 O + (kislotalar); H 2 N-NH 3 +, H 2 N-(CH 2) 2 -NH 3 + (asoslar). Ko'pgina zarralar (molekulalar ham, ionlar ham) amfoter xususiyatlarga ega, ya'ni. sharoitga qarab, ular ham kislota, ham asos sifatida harakat qilishlari mumkin, masalan: H 2 O, NH 3, HSO 4 –, H 2 N–NH 3 + va boshqalar. Bu birikmalar amfiprotik yoki amfolitlar deyiladi. Bronsted-Lowri nazariyasi, Arrhenius nazariyasiga qaraganda ancha rivojlangan bo'lsa ham, ma'lum kamchiliklarga ega va keng qamrovli emas. Shunday qilib, u kislota funktsiyasini ko'rsatadigan, ammo H + ionlarini o'z ichiga olmaydi, masalan: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3 va boshqalarga taalluqli emas. | ||
bu yerda: K a – kislotalik konstantasi; K p – muvozanat konstantasi.
U erda kislota kuchliroq bo'lsa, kislotalik konstantasi shunchalik yuqori bo'ladi. pK a qiymatlari tez-tez ishlatiladi. pKa qiymati qanchalik past bo'lsa, kislota kuchliroq bo'ladi.
pK a = -logK a
Masalan, fenolning pK a = 10, etanolning pK a = 16. Demak, fenol etil spirtidan olti daraja (million marta) kuchliroq kislotadir.
Asosiylikni pK b bilan ifodalash mumkin.
rKb = 14 - pKa
Shuni esda tutish kerakki, suvning pKa = 15,7. Suvdan kattaroq pKa ga ega bo'lgan barcha moddalar suvli eritmalarda kislotali xususiyatni namoyon qila olmaydi. Suv kuchli kislota sifatida kuchsiz kislotalarning dissotsiatsiyasini bostiradi. Aksariyat organik birikmalar kislotalilik xossalariga ega bo'lib, ular suvnikidan bir necha marta zaifroq bo'lganligi sababli, ularning kislotaligini baholashning polarografik yondashuvi ishlab chiqilgan (I.P.Beletskaya va boshqalar). Bu sizga pK a = 50 gacha bo'lgan kislotalikni baholashga imkon beradi, ammo juda zaif kislotalar uchun pK qiymatlarini faqat taxminan taxmin qilish mumkin.
O'xshash tuzilishga ega bo'lgan moddalar qatorida ham, turli sinflardagi birikmalar uchun ham kislotalikni sifatli baholash juda muhimdir. Kislotalarning proton berish qobiliyati hosil bo'lgan anionning barqarorligi bilan bog'liq. Olingan anion qanchalik barqaror bo'lsa, uning protonni qaytarib olish va neytral molekulaga aylanish tendentsiyasi shunchalik past bo'ladi. Anionning nisbiy barqarorligini baholashda bir qancha omillarni hisobga olish kerak.
Proton beradigan atomning tabiati. Atom protonni qanchalik oson yo'qotsa, uning elektromanfiyligi va qutblanishi shunchalik yuqori bo'ladi. Shuning uchun kislotalar qatorida dissotsilanish qobiliyati quyidagicha pasayadi:
S-H>O-H>-N-H>C-H
Bu ketma-ketlik davriy jadvaldan ma'lum bo'lgan atomlarning xususiyatlariga to'liq mos keladi.
Atrof muhitning ta'siri. Agar tuzilishi o'xshash moddalar solishtirilsa, baholash proton bergan atomdagi elektron zichligini solishtirish orqali amalga oshiriladi. Zaryadning kamayishiga hissa qo'shadigan barcha strukturaviy omillar anionni barqarorlashtiradi, zaryadning ko'payishi esa uni beqarorlashtiradi. Shunday qilib, barcha qabul qiluvchilar kislotalikni oshiradi, barcha donorlar uni kamaytiradi.
Bu elektron zichligini qayta taqsimlash uchun elektron uzatishning qanday ta'siri (induktiv yoki mezomer) javobgar bo'lishidan qat'iy nazar sodir bo'ladi.
Yechish effekti. Solvatsiya (eritma molekulalari bilan o'zaro ta'sir qilish) anion va erituvchi molekulalari orasidagi ortiqcha elektron zichligi qayta taqsimlanishi tufayli anionning barqarorligini oshiradi. Umuman olganda, naqsh quyidagicha:
· erituvchi qanchalik qutbli bo‘lsa, solvatlanish shunchalik kuchli bo‘ladi;
· ion qancha kichik bo'lsa, shunchalik yaxshi solvatlanadi.
Bronstedga ko'ra, asosiylik - bu moddaning proton bilan o'zaro ta'sir qilish uchun elektron juftligini ta'minlash qobiliyati. Qoida tariqasida, bular molekulada azot, kislorod va oltingugurt atomlarini o'z ichiga olgan moddalardir.
Asosiy markaz bir juft elektronni qanchalik zaif tutsa, asoslik shunchalik yuqori bo'ladi. Ketma-ket
R 3 -N>R 2O>R 2S
asoslilik pasayadi. “NOS” mnemonik qoidasi yordamida bu ketma-ketlikni eslab qolish oson.
Bronsted asoslari o'rtasida bog'liqlik mavjud: anionlar mos keladigan neytral molekulalarga qaraganda kuchliroq asoslardir. Masalan, gidroksid anioni (-OH) suvdan (H2O) kuchliroq asosdir. Baza proton bilan o'zaro ta'sirlashganda, onium kationlari hosil bo'lishi mumkin:
· R 3 O + - oksoniy kationi;
· NR 4 + - ammoniy kationi;
· R 3 S + - sulfoniy kationi.
O'xshash tuzilishga ega bo'lgan moddalarning asosligini sifat jihatidan baholash kislotalikni baholash bilan bir xil mantiqdan foydalangan holda, lekin qarama-qarshi belgi bilan amalga oshiriladi.
Shuning uchun barcha akseptor o'rinbosarlari o'zlarining asosliligini kamaytiradi va barcha donor o'rinbosarlari o'zlarining asoslarini oshiradilar.
Lyuis kislotalari va asoslari
Lyuis asoslari xuddi Bronsted asoslari kabi elektron juft donorlardir.
Lyuisning kislotalar ta'rifi odatdagidan keskin farq qiladi (Brønstedga ko'ra). Lyuis kislotasi - bu o'zaro ta'sir natijasida elektron juft bilan to'ldirilishi mumkin bo'lgan bo'sh orbitalga ega bo'lgan har qanday molekula yoki ion. Agar, Bronstedga ko'ra, kislota proton donori bo'lsa, Lyuisga ko'ra, protonning o'zi (H +) kislotadir, chunki uning orbitali bo'sh. Lyuis kislotalari juda ko'p: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 va boshqalar. Lyuis nazariyasi ko'plab reaktsiyalarni kislota-asos o'zaro ta'siri sifatida tasvirlashga imkon beradi. Masalan:
Ko'pincha, Lyuis kislotalari bilan reaktsiyalarda, bir juft p-elektron beruvchi organik birikmalar asos sifatida ishtirok etadi:
Organik kimyoda quyidagilar qabul qilinadi:
· agar “kislota” atamasi ishlatilsa, u Bronsted kislotasini bildiradi;
· agar “kislota” atamasi Lyuis ma’nosida ishlatilsa, ular “Lyuis kislotasi” deyishadi.
5-sonli ma’ruza
Uglevodorodlar
Alkanlar
· Gomologik qator, nomenklatura, izomeriya, alkil radikallari. Alkan molekulalarining elektron tuzilishi, sp 3 -gibridlanish, s-bog'. C-C va C-H bog'larining uzunliklari, bog'lanish burchaklari, bog'lanish energiyalari. Organik moddalarning fazoviy izomeriyasi. Sp 3 -gibridlangan uglerod atomlari bilan molekulalarning fazoviy tuzilishini tasvirlash usullari. Alkanlarning spektral xarakteristikalari. Alkanlarning fizik xossalari va ularning gomologik qatordagi o'zgarishlar qonuniyatlari.
Alkanlar (to'yingan asiklik birikmalar, parafinlar)
Alkanlar C n H 2 n+2 formulaga mos keladigan ochiq zanjirli uglevodorodlar bo'lib, uglerod atomlari bir-biri bilan faqat s bog'lar orqali bog'langan.
"To'yingan" atamasi bunday moddaning molekulasidagi har bir uglerod maksimal mumkin bo'lgan atomlar soniga (to'rt atom) bog'langanligini anglatadi.
Metanning tuzilishi 2-sonli ma’ruzada batafsil yoritilgan.
Izomeriya, nomenklatura
Gomologik qatorning dastlabki uchta a'zosi (metan, etan va propan) bitta strukturaviy izomer sifatida mavjud. Butandan boshlab, izomerlar soni tez o'sib bormoqda: pentanning uchta izomeri bor, dekan (C 10 H 22) esa allaqachon 75 taga ega.
Kimyoviy muvozanatning miqdoriy tavsifi 20-bob
20.1. Ommaviy harakatlar qonuni
Qaytariladigan kimyoviy reaksiyalar muvozanatini o‘rganish orqali siz massalar ta’siri qonuni bilan tanishdingiz (9-bob, 5-band). Qaytariladigan reaktsiya uchun doimiy haroratda ekanligini eslang
a A+ b B d D+ f Fmassalar harakat qonuni tenglama bilan ifodalanadi
Ma’lumki, massalar ta’siri qonunini qo‘llashda reaksiyaga kirishuvchi moddalar qanday agregatsiya holatida joylashganligini bilish muhim. Lekin nafaqat bu: ma'lum bir kimyoviy tizimdagi fazalar soni va nisbati muhimdir. Fazalar soniga ko'ra reaktsiyalar bo'linadi gomofazik, Va geterofazik. Geterofaziklar orasida bor qattiq faza reaktsiyalar.
| Gomofazik reaktsiya- barcha ishtirokchilar bir fazada bo'lgan kimyoviy reaktsiya. |
Bu faza gazlar aralashmasi (gaz fazasi) yoki suyuq eritma (suyuq faza) bo'lishi mumkin. Bunda reaksiyada ishtirok etuvchi barcha zarrachalar (A, B, D va F) bir-biridan mustaqil ravishda xaotik harakatni amalga oshirishga qodir va qaytar reaksiya butun reaksiya tizimining butun hajmida sodir bo‘ladi. Shubhasiz, bunday zarralar gazsimon moddalar molekulalari yoki suyuqlik hosil qiluvchi molekulalar yoki ionlar bo'lishi mumkin. Qaytariladigan gomofaza reaktsiyalariga ammiak sintezi, vodorodda xlorning yonishi, ammiak va vodorod sulfidining suvli eritmadagi reaktsiyasi va boshqalar misol bo'ladi.
Agar reaksiyada ishtirok etuvchi kamida bitta modda boshqa moddalardan farqli fazada bo'lsa, u holda qaytar reaktsiya faqat interfeysda sodir bo'ladi va geterofaza reaktsiyasi deyiladi.
| Geterofazik reaktsiya- ishtirokchilari turli bosqichlarda bo'lgan kimyoviy reaktsiya. |
Qaytariladigan geterofazik reaktsiyalarga gazsimon va qattiq moddalar (masalan, kaltsiy karbonatning parchalanishi), suyuq va qattiq moddalar (masalan, bariy sulfat eritmasidan cho'kish yoki ruxning xlorid kislotasi bilan reaksiyasi), shuningdek gazsimon reaktsiyalar kiradi. va suyuq moddalar.
Geterofazik reaktsiyalarning alohida holati qattiq fazali reaktsiyalar, ya'ni barcha ishtirokchilar qattiq moddalar bo'lgan reaktsiyalardir.
Darhaqiqat, (1) tenglama sanab o'tilgan guruhlarning qaysi biriga tegishli bo'lishidan qat'i nazar, har qanday qaytar reaktsiya uchun amal qiladi. Ammo geterofaza reaktsiyasida tartibli fazada joylashgan moddalarning muvozanat konsentratsiyasi doimiy qiymatlardir va muvozanat konstantasida birlashtirilishi mumkin (9-bob, 5-bandga qarang).
Shunday qilib, geterofaza reaktsiyasi uchun
a A g + b B cr d D g + f F crmassa harakat qonuni munosabat bilan ifodalanadi
Bu munosabatning turi reaksiyada ishtirok etuvchi qaysi moddalar qattiq yoki suyuq holatda bo'lishiga bog'liq (qolgan moddalar gaz bo'lsa, suyuqlik).
Massalar ta’siri qonuni (1) va (2) ifodalarida kvadrat qavs ichidagi molekulalar yoki ionlarning formulalari gaz yoki eritmadagi bu zarrachalarning muvozanat konsentratsiyasini bildiradi. Bunday holda, konsentratsiyalar yuqori bo'lmasligi kerak (0,1 mol / l dan oshmasligi kerak), chunki bu nisbatlar faqat ideal gazlar va ideal eritmalar uchun amal qiladi. (Yuqori konsentratsiyalarda massa ta'siri qonuni o'z kuchida qoladi, lekin konsentratsiya o'rniga gaz yoki eritma zarralari orasidagi o'zaro ta'sirlarni hisobga oladigan boshqa fizik miqdorni (faollik deb ataladigan) ishlatish kerak. Faoliyat emas. konsentratsiyaga mutanosib).
Ommaviy ta'sir qonuni nafaqat qaytariladigan kimyoviy reaktsiyalarga taalluqlidir; ko'pgina teskari fizik jarayonlar ham unga bo'ysunadi, masalan, alohida moddalarning bir agregatsiya holatidan ikkinchisiga o'tish davridagi fazalararo muvozanatlari. Shunday qilib, bug'lanishning teskari jarayoni - suvning kondensatsiyasi tenglama bilan ifodalanishi mumkin.
H 2 O f H 2 O g
Bu jarayon uchun muvozanat doimiy tenglamasini yozishimiz mumkin:
Olingan munosabatlar, xususan, havo namligi harorat va bosimga bog'liqligi haqidagi fizikadan sizga ma'lum bo'lgan bayonotni tasdiqlaydi.
20.2. Avtoprotoliz konstantasi (ion mahsuloti)
Sizga ma'lum bo'lgan massa ta'siri qonunining yana bir qo'llanilishi avtoprotolizning miqdoriy tavsifidir (X bo'lim § 5). Gomofaza muvozanati toza suvda kuzatilishini bilasizmi?
2H 2 O H 3 O + + OH -
miqdoriy tavsifi uchun biz massa ta'siri qonunidan foydalanishimiz mumkin, uning matematik ifodasi avtoprotoliz konstantasi(ion mahsuloti) suv
Avtoprotoliz nafaqat suvga, balki molekulalari vodorod bog'lari bilan bog'langan boshqa ko'plab suyuqliklarga ham xosdir, masalan, ammiak, metanol va vodorod ftorid:
| 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - | K(NH 3) = 1,91. 10 –33 (-50 o C da); |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | K(CH 3 OH) = 4,90. 10-18 (25 o C da); |
| 2HF H 2 F + + F - | K(HF) = 2.00. 10-12 (0 o C da). |
Ushbu va boshqa ko'plab moddalar uchun avtoprotoliz konstantalari ma'lum bo'lib, ular ma'lum kimyoviy reaktsiyalar uchun erituvchini tanlashda hisobga olinadi.
Belgi ko'pincha avtoprotoliz konstantasini ko'rsatish uchun ishlatiladi K S.
Avtoprotoliz konstantasi avtoprotoliz ko'rib chiqiladigan nazariyaga bog'liq emas. Muvozanat konstantalarining qiymatlari, aksincha, qabul qilingan modelga bog'liq. Buni suv avtoprotolizi tavsifini protolitik nazariyaga (chapdagi ustun) va eskirgan, ammo hali ham keng qo'llaniladigan elektrolitik dissotsiatsiya nazariyasiga (o'ngdagi ustun) solishtirish orqali tekshirib ko'raylik:
Elektrolitik dissotsilanish nazariyasiga ko'ra, suv molekulalari qisman vodorod ionlari va gidroksid ionlariga ajraladi (parchalanadi). Nazariya bu "parchalanish" ning sabablarini ham, mexanizmini ham tushuntirmadi. Odatda protolitik nazariyada "avtoprotoliz konstantasi" nomi, elektrolitik dissotsilanish nazariyasida esa "ion mahsuloti" qo'llaniladi.
20.3. Kislotalik va asoslik konstantalari. pH qiymati
Har xil moddalarning kislota-ishqor xossalarini miqdoriy tavsiflash uchun massa ta'sir qonuni ham qo'llaniladi. Buning uchun protolitik nazariyada kislotalik va asoslik konstantalari, elektrolitik dissotsilanish nazariyasida esa - dissotsiatsiya konstantalari.
Siz allaqachon protolitik nazariya kimyoviy moddalarning kislota-asos xususiyatlarini qanday izohlashini bilasiz (XII bob 4 §). Keling, ushbu yondashuvni elektrolitik dissotsiatsiya nazariyasi yondashuvi bilan teskari gomofaza reaktsiyasi misolida gidrosiyan kislotasi HCN - zaif kislota (chapda - protolitik nazariyaga ko'ra, o'ngda - nazariyaga ko'ra) bilan taqqoslaylik. elektrolitik dissotsilanish):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
K K(HCN) = K C. = = 4,93. 10-10 mol/l |
HCN H + + CN -
Muvozanat konstantasi K C bu holda deyiladi dissotsiatsiya konstantasi(yoki ionlanish konstantasi), belgilangan TO va protolitik nazariyadagi kislotalik konstantasiga teng. K = 4,93. 10-10 mol/l |
Elektrolitik dissotsilanish nazariyasida kuchsiz kislotaning protolizi darajasi () deyiladi dissotsiatsiya darajasi(agar bu nazariya moddani kislota deb hisoblamasa).
Protolitik nazariyada asosni xarakterlash uchun siz uning asoslik konstantasidan foydalanishingiz mumkin yoki konjugat kislotaning kislotalik konstantasi bilan hisoblashingiz mumkin. Elektrolitik dissotsilanish nazariyasida faqat eritmada kation va gidroksid ionlariga ajraladigan moddalar asos hisoblangan, shuning uchun, masalan, ammiak eritmasida "ammiak gidroksidi", keyinroq - ammiak gidrat bor deb taxmin qilingan.
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
K O (NH 3) = K C .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + + OH -
Muvozanat konstantasi K C va bu holda dissotsiatsiya konstantasi deyiladi, belgilanadi TO va asosiylik doimiysiga teng. K = 1,74. 10–5 mol/l Bu nazariyada konjugat kislota tushunchasi mavjud emas. Ammoniy ioni kislota hisoblanmaydi. Ammoniy tuzlari eritmalaridagi kislotali muhit gidroliz bilan izohlanadi. |
1.74. 10-5 mol/l
Elektrolitik dissotsiatsiya nazariyasidagi bundan ham katta qiyinchiliklarga gidroksillar bo'lmagan boshqa moddalarning, masalan, aminlarning (metilamin CH 3 NH 2, anilin C 6 H 5 NH 2 va boshqalar) asosiy xususiyatlarini tavsiflash sabab bo'ladi.
Eritmalarning kislotali va asosiy xususiyatlarini tavsiflash uchun boshqa fizik miqdor ishlatiladi - pH qiymati(pH bilan ko'rsatilgan, "peh" ni o'qing). Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi doirasida vodorod indeksi quyidagicha aniqlandi:
pH = –lg
Eritmada vodorod ionlarining yo'qligi va logarifmik o'lchov birliklarini olishning mumkin emasligini hisobga olgan holda aniqroq ta'rif:
pH = –lg()
Bu miqdorni vodorod indeksi emas, balki "oksonium" deb atash to'g'riroq bo'ladi, lekin bu nom ishlatilmaydi.
Vodorodga o'xshash tarzda aniqlanadi gidroksid indeksi(pOH belgilangan, "pe oash" o'qing).
pOH = –lg()
Vodorod va gidroksid ko'rsatkichlari uchun ifodalarda miqdorning raqamli qiymatini ko'rsatadigan jingalak qavslar jismoniy miqdorlarni logarifm qilish mumkin emasligini unutib, ko'pincha joylashtirilmaydi.
Suvning ion mahsuloti nafaqat toza suvda, balki kislotalar va asoslarning suyultirilgan eritmalarida ham doimiy qiymat bo'lganligi sababli, vodorod va gidroksid ko'rsatkichlari o'zaro bog'liq:
K(H 2 O) = = 10 –14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = –14
pH + pHOH = 14
Toza suvda = = 10 –7 mol/l, shuning uchun pH = pOH = 7.
Kislota eritmasida (kislotali eritmada) oksoniy ionlarining ko'pligi bor, ularning konsentratsiyasi 10-7 mol / l dan yuqori va shuning uchun pH.< 7.
Asosiy eritmada (ishqoriy eritma) aksincha, gidroksid ionlari ko'p bo'ladi va shuning uchun oksoniy ionlarining konsentratsiyasi 10 -7 mol / l dan kam; bu holda pH > 7.
20.4. Gidroliz konstantasi
Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi doirasida teskari gidroliz (tuzlarning gidrolizi) alohida jarayon sifatida qaralib, gidrolizlanish hollari ajratiladi.
- kuchli asos va kuchsiz kislota tuzlari;
- kuchsiz asos va kuchli kislota tuzlari, shuningdek
- kuchsiz asos va kuchsiz kislota tuzlari.
Keling, bu holatlarni protolitik nazariya doirasida va elektrolitik dissotsilanish nazariyasi doirasida parallel ravishda ko'rib chiqaylik.
Kuchli asos va kuchsiz kislota tuzi
Birinchi misol sifatida kuchli asos tuzi va kuchsiz bir asosli kislota KNO 2 gidrolizlanishini ko'rib chiqamiz.
| K + , NO 2 - va H 2 O. NO 2 - zaif asos, H 2 O esa amfolit, shuning uchun teskari reaktsiya mumkin. NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, uning muvozanati nitrit ionining asoslik konstantasi bilan tavsiflanadi va azot kislotasining kislotalik konstantasi bilan ifodalanishi mumkin: K o (NO 2 -) = |
Ushbu modda eriganda, u qaytmas ravishda K + va NO 2 - ionlariga ajraladi: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Eritmada bir vaqtning o'zida H + va NO 2 - ionlari mavjudligi bilan teskari reaktsiya sodir bo'ladi. H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Gidroliz reaksiyasining muvozanati gidroliz konstantasi bilan tavsiflanadi ( K h) va dissotsiatsiya konstantasi orqali ifodalanishi mumkin ( TO e) azot kislotasi: K h = Kc .
= |
Ko'rib turganingizdek, bu holda gidroliz konstantasi asosiy zarrachaning asoslik konstantasiga teng bo'ladi.
Qaytariladigan gidroliz faqat eritmada sodir bo'lishiga qaramay, suv chiqarilganda u butunlay "bosiladi" va shuning uchun bu reaktsiya mahsulotlarini olish mumkin emas, elektrolitik dissotsilanish nazariyasi doirasida gidrolizning molekulyar tenglamasi. yozilgan:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Yana bir misol sifatida Na 2 CO 3 gidrolizlanishini ko'rib chiqaylik - kuchli asos va kuchsiz ikki asosli kislota tuzi. Bu erda fikrlash chizig'i butunlay o'xshash. Ikkala nazariya doirasida ion tenglamasi olinadi:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
Protolitik nazariya doirasida karbonat ionining protolizi tenglamasi, elektrolitik dissotsilanish nazariyasi doirasida esa natriy karbonat gidrolizining ionli tenglamasi deyiladi.
Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH
TED doirasida karbonat ionining asoslik konstantasi gidroliz konstantasi deb ataladi va “karbonat kislotaning ikkinchi bosqich dissotsilanish konstantasi”, ya’ni bikarbonat ionining kislotalik konstantasi orqali ifodalanadi.
Shuni ta'kidlash kerakki, bunday sharoitlarda HCO 3 - juda zaif asos bo'lib, deyarli suv bilan reaksiyaga kirishmaydi, chunki protoliz eritmada juda kuchli asos zarralari - gidroksid ionlari mavjudligi bilan bostiriladi.
Kuchsiz asos va kuchli kislota tuzi
NH 4 Cl ning gidrolizlanishini ko'rib chiqamiz. TED doirasida u kuchsiz bir kislotali asos va kuchli kislota tuzi hisoblanadi.
| Ushbu moddaning eritmasi zarralarni o'z ichiga oladi: NH 4 +, Cl - va H 2 O. NH 4 + kuchsiz kislota va H 2 O amfolit, shuning uchun teskari reaktsiya mumkin. NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, uning muvozanati ammoniy ionining kislotalik konstantasi bilan tavsiflanadi va ammiakning asoslik konstantasi bilan ifodalanishi mumkin: KK(NH4+) = |
Ushbu modda eriganda, NH 4 + va Cl - ionlariga qaytmas ravishda ajraladi: NH 4 Cl = NH 4 + + Cl - Suv kuchsiz elektrolit bo'lib, teskari ajraladi: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3 . H2O Bu ikki qaytar reaksiya tenglamalarini qo‘shib, o‘xshash shartlarni qo‘shib, gidrolizning ionli tenglamasini olamiz. NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ Gidroliz reaktsiyasining muvozanati gidroliz konstantasi bilan tavsiflanadi va ammiak gidratining dissotsilanish konstantasi bilan ifodalanishi mumkin: K h = |
Bunda gidroliz konstantasi ammoniy ionining kislotalik konstantasiga teng bo'ladi. Ammiak gidratining dissotsilanish konstantasi ammiakning asoslik konstantasiga teng.
Gidrolizning molekulyar tenglamasi (TED doirasida): NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl
Ushbu turdagi tuz gidroliz reaktsiyasining yana bir misoli ZnCl 2 gidrolizidir.
| Ushbu moddaning eritmasi zarralarni o'z ichiga oladi: Zn 2+ oq, Cl - va H 2 O. Rux ionlari 2+ akvakatsiyalar bo'lib, kuchsiz katyonik kislotalardir, H 2 O esa amfolitdir, shuning uchun teskari reaktsiya mumkin. 2= + H 2 O + + H 3 O + , uning muvozanati rux akvakatsiyasining kislotalik konstantasi bilan tavsiflanadi va triakvagidroksosink ionining asoslik konstantasi orqali ifodalanishi mumkin: K K ( 2+ ) = = | Ushbu modda eriganda, u qaytmas ravishda Zn 2+ va Cl - ionlariga ajraladi: ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl - Suv kuchsiz elektrolit bo'lib, teskari ajraladi: H 2 O H + + OH - Eritmada bir vaqtning o'zida OH - va Zn 2+ ionlari mavjudligi bilan teskari reaktsiya sodir bo'ladi. Zn 2+ + OH - ZnOH + Bu ikki qaytar reaksiya tenglamalarini qo‘shib, o‘xshash shartlarni qo‘shib, gidrolizning ionli tenglamasini olamiz. Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Gidroliz reaktsiyasining muvozanati gidroliz konstantasi bilan tavsiflanadi va uni "rux gidroksidining ikkinchi bosqichli dissotsilanish konstantasi" orqali ifodalash mumkin: K h = |
Bu tuzning gidroliz konstantasi rux akvakatsiyasining kislotalik konstantasiga teng, ikkinchi bosqichda rux gidroksidning dissotsilanish konstantasi + ionning asoslik konstantasi hisoblanadi.
.+ ioni 2+ ioniga qaraganda kuchsizroq kislota, shuning uchun u amalda suv bilan reaksiyaga kirishmaydi, chunki eritmada oksoniy ionlari borligi sababli bu reaksiya bostiriladi. TED doirasida bu bayonot quyidagicha ko'rinadi: "ikkinchi bosqichda rux xloridning gidrolizi deyarli sodir bo'lmaydi".
Gidrolizning molekulyar tenglamasi (TED doirasida):
ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl.
Kuchsiz asos va kuchsiz kislota tuzi
Ammoniy tuzlari bundan mustasno, bunday tuzlar odatda suvda erimaydi. Shuning uchun, misol sifatida ammoniy siyanidi NH 4 CN dan foydalangan holda ushbu turdagi reaktsiyani ko'rib chiqaylik.
| Ushbu moddaning eritmasi zarralarni o'z ichiga oladi: NH 4 +, CN - va H 2 O. NH 4 + - kuchsiz kislota, CN - zaif asos va H 2 O - amfolit, shuning uchun quyidagi teskari reaktsiyalar mumkin: 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) Oxirgi reaktsiya afzalroq, chunki birinchi ikkitadan farqli o'laroq, u ham zaif kislota, ham zaif asos hosil qiladi. Aynan shu reaktsiya asosan ammoniy siyanid suvda eritilganda sodir bo'ladi, ammo eritmaning kislotaliligi o'zgarishi bilan buni aniqlash mumkin emas. Eritmaning bir oz ishqorlanishi ikkinchi reaktsiyaning birinchisiga qaraganda bir oz afzalroq ekanligi bilan bog'liq, chunki gidrosiyan kislotasining kislotalik konstantasi (HCN) ammiakning asoslik konstantasidan ancha past. Bu sistemadagi muvozanat gidrosiyan kislotasining kislotalik konstantasi, ammiakning asoslik konstantasi va uchinchi reaksiyaning muvozanat konstantasi bilan tavsiflanadi:
Birinchi tenglamadan gidrosiyan kislotasining muvozanat konsentratsiyasini va ikkinchi tenglamadan ammiakning muvozanat konsentratsiyasini ifodalaymiz va bu qiymatlarni uchinchi tenglamaga almashtiramiz. Natijada biz olamiz
|
Ushbu modda eriganda, u NH 4 + va CN - ionlariga qaytmas ravishda ajraladi: NH 4 CN = NH 4 + + CN - Suv kuchsiz elektrolit bo'lib, teskari ajraladi: H 2 O H + + OH - Eritmada bir vaqtning o'zida OH - va NH 4 + ionlari mavjudligi bilan teskari reaktsiya sodir bo'ladi. NH 4 + + OH - NH 3 . H2O Va bir vaqtning o'zida H + va CN - ionlarining mavjudligi bilan yana bir qaytar reaktsiya paydo bo'ladi Ushbu uchta qaytar reaktsiya tenglamalarini qo'shib, shunga o'xshash shartlarni qo'shib, gidrolizning ionli tenglamasini olamiz. NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O+HCN Bu holda gidroliz konstantasining shakli quyidagicha: K h = Va uni ammiak gidratining dissotsilanish konstantasi va gidrosiyan kislotasining dissotsilanish konstantasi orqali ifodalash mumkin: K h = |
Gidrolizning molekulyar tenglamasi (TED doirasida):
NH 4 CN + H 2 O NH 3. H2O+HCN
20.5. Eritma konstantasi (eruvchanlik mahsuloti)
Qattiq moddaning suvda (faqat suvda emas) kimyoviy erishi jarayoni tenglama bilan ifodalanishi mumkin. Masalan, natriy xloridni eritishda:
NaCl cr + ( n+m)H 2 O = + + -
Bu tenglama aniq ko'rsatadiki, natriy xloridning erishi uchun eng muhim sabab Na + va Cl - ionlarining hidratsiyasidir.
To'yingan eritmada geterofaza muvozanati o'rnatiladi:
NaCl cr + ( n+m)H 2 O + + -,
ommaviy harakat qonuniga bo'ysunadi. Ammo, natriy xloridning eruvchanligi juda muhim bo'lganligi sababli, bu holda muvozanat konstantasining ifodasini faqat ionlarning har doim ham ma'lum bo'lmagan faolligi yordamida yozish mumkin.
Bir oz eriydigan (yoki amalda erimaydigan modda) eritmasida muvozanat holatida toʻyingan eritmadagi muvozanat konstantasining ifodasini muvozanat konsentrasiyalari yordamida yozish mumkin. Masalan, kumush xloridning to'yingan eritmasida muvozanat uchun
AgCl cr + ( n+m)H 2 O + + -
Suyultirilgan eritmadagi suvning muvozanat konsentratsiyasi deyarli doimiy bo'lgani uchun biz yozishimiz mumkin
K G (AgCl) = K C . n+m = .
Xuddi shu narsa soddalashtirilgan
K G (AgCl) = yoki K G (AgCl) =
Olingan qiymat ( K D) deyiladi hidratsiya konstantalari(faqat suvli eritmalar emas, balki har qanday holatda - yechish konstantalari).
Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi doirasida AgCl eritmasidagi muvozanat quyidagicha yoziladi:
AgCl cr Ag + + Cl -
Tegishli konstanta deyiladi eruvchanlik mahsuloti va PR harflari bilan belgilanadi.
PR(AgCl) =
Formulalar birligidagi kationlar va anionlarning nisbatiga qarab, eritma konstantasi (eruvchanlik mahsuloti) ifodasi har xil bo'lishi mumkin, masalan:
Ba'zi yomon eriydigan moddalarning hidratsiya konstantalari (eruvchanlik mahsulotlari) qiymatlari 15-ilovada keltirilgan.
Eruvchanlik mahsulotini bilib, to'yingan eritmadagi moddaning konsentratsiyasini hisoblash oson. Misollar:
1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-
PR (BaSO 4) = = 1,8. 10 -10 mol 2 / l 2.
c(BaSO 4) = = = = 
= 1.34. 10-5 mol/l.
2. Ca(OH) 2cr Ca 2+ + 2OH -
PR = 2 = 6,3. 10 –6 mol 3 /l 3.
2 PR = (2) 2 = 4 3
c = = 
= 
= 1.16. 10-2 mol/l.
Agar kimyoviy reaksiya paytida eritmada yomon eriydigan moddaning bir qismi bo'lgan ionlar paydo bo'lsa, u holda ushbu moddaning eruvchanligi mahsulotini bilib, uning cho'kishi yoki yo'qligini aniqlash oson.
Misollar:
1. Mis sulfatning 0,001 M eritmasiga teng hajmdagi 100 ml 0,01 M kalsiy gidroksid eritmasidan qo`shilsa, mis gidroksid cho`kmasi hosil bo`ladimi?
Cu 2+ + 2OH - Cu(OH) 2
Agar Cu 2+ va OH - ionlari konsentratsiyasining mahsuloti bu yomon eriydigan gidroksidning eruvchanligi mahsulotidan kattaroq bo'lsa, mis gidroksid cho'kmasi hosil bo'ladi. Teng hajmdagi eritmalarni birlashtirgandan so'ng, eritmaning umumiy hajmi dastlabki eritmalarning har birining hajmidan ikki baravar katta bo'ladi, shuning uchun har bir reaksiyaga kirishuvchi moddalarning konsentratsiyasi (reaksiya boshlanishidan oldin) ikki baravar kamayadi. Olingan eritmada mis ionlarining konsentratsiyasi
c(Cu 2+) = (0,001 mol/l) : 2 = 0,0005 mol/l.
Gidroksid ionlari kontsentratsiyasi -
c(OH -) = (2 .0,01 mol/l) : 2 = 0,01 mol/l.
Mis gidroksidning eruvchanligi mahsuloti
PR = 2 = 5,6. 10-20 mol 3 / l 3.
c (Cu 2+). ( c(OH -)) 2 = 0,0005 mol/l. (0,01 mol/l) 2 = 5. 10 –8 mol 3 /l 3.
Konsentratsiyalar mahsuloti eruvchanlik mahsulotidan kattaroqdir, shuning uchun cho'kma hosil bo'ladi.
2. Teng hajmdagi 0,02 M natriy sulfat eritmasi va 0,04 M kumush nitrat eritmasi qo‘shilganda kumush sulfat cho‘kmasi hosil bo‘ladimi?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Olingan eritmada kumush ionlarining konsentratsiyasi
c(Ag +) = (0,04 mol/l) : 2 = 0,02 mol/l.
Olingan eritmada sulfat ionlarining konsentratsiyasi
c(SO 4 2-) = (0,02 mol/l) : 2 = 0,01 mol/l.
Kumush sulfatning eruvchanligi mahsuloti
PR(Ag 2 SO 4) = 2. = 1,2. 10 –5 mol 3 /l 3.
Eritmadagi ion konsentratsiyasining mahsuloti
{c(Ag +)) 2. c(SO 4 2-) = (0,02 mol/l) 2. 0,01 mol/l = 4. 10 –6 mol 3 /l 3.
Konsentratsiyalar mahsuloti eruvchanlik mahsulotidan kamroq, shuning uchun cho'kma hosil bo'lmaydi.
20.6. Konversiya darajasi (protoliz darajasi, dissotsilanish darajasi, gidroliz darajasi)
Reaksiyaning samaradorligi odatda reaksiya mahsulotining unumini hisoblash yo'li bilan baholanadi (5.11-bo'lim). Shu bilan birga, reaksiya samaradorligini eng muhim (odatda eng qimmat) moddaning qaysi qismi maqsadli reaksiya mahsulotiga aylantirilganligini aniqlash orqali ham baholash mumkin, masalan, SO 2 ning qaysi qismi SO 3 ga aylantirilgan. sulfat kislota ishlab chiqarish jarayonida, ya'ni toping konvertatsiya darajasi asl modda.
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
xlor (reagent) teng ravishda kaliy xlorid va kaliy gipoxloritga aylanadi. Bu reaksiyada KClO ning 100% hosil bo'lishi bilan ham xlorning unga aylanish darajasi 50% ni tashkil qiladi.
Siz bilgan miqdor - protoliz darajasi (12.4-bo'lim) - konvertatsiya darajasining alohida holati:
TED doirasida shunga o'xshash miqdorlar chaqiriladi dissotsiatsiya darajasi kislotalar yoki asoslar (shuningdek, protoliz darajasi sifatida belgilanadi). Dissotsilanish darajasi Ostvaldning suyultirish qonuniga muvofiq dissotsilanish konstantasi bilan bog'liq.
Xuddi shu nazariya doirasida gidroliz muvozanati bilan tavsiflanadi gidroliz darajasi (h) va uni moddaning dastlabki konsentratsiyasi bilan bog'laydigan quyidagi iboralar qo'llaniladi ( Bilan) va gidroliz jarayonida hosil bo'lgan kuchsiz kislotalar (K HA) va kuchsiz asoslarning dissotsilanish konstantalari ( K Sog'liqni saqlash vazirligi):
Birinchi ifoda kuchsiz kislota tuzining gidrolizi, ikkinchisi kuchsiz asos tuzlari va uchinchisi kuchsiz kislota va kuchsiz asos tuzlari uchun amal qiladi. Ushbu ifodalarning barchasi faqat gidroliz darajasi 0,05 (5%) dan oshmaydigan suyultirilgan eritmalar uchun ishlatilishi mumkin.
Massalar ta’siri qonuni, gomofaza reaksiyalari, geterofaza reaksiyalari, qattiq fazali reaksiyalar, Avtoprotoliz konstantasi (ion hosilasi), dissotsilanish (ionlanish) konstantasi, dissotsilanish (ionlanish) darajasi, vodorod indeksi, gidroksid indeksi, gidroliz konstantasi, solvatlanish konstantasi (eruvchanlik mahsuloti). ), konvertatsiya darajasi.
- Kimyoviy muvozanatni o'zgartiruvchi va muvozanat konstantasini o'zgartiruvchi omillarni sanab o'ting.
- Qanday omillar kimyoviy muvozanatni muvozanat konstantasini o'zgartirmasdan o'zgartirishga imkon beradi?
- 1 litrda 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl va 0,24 mol K 2 SO 4 bo'lgan eritma tayyorlash kerak. Buni faqat natriy xlorid, kaliy xlorid va natriy sulfat bilan qanday qilish kerak?
- Sirka, gidrosiyan va nitrat kislotalarning desimolyar, sentimolyar va millimolyar eritmalarda protolizlanish darajasini aniqlang.
- 0,2 M eritmada butir kislotasining protolizi darajasi 0,866% ni tashkil qiladi. Ushbu moddaning kislotalik konstantasini aniqlang.
- Eritmaning qaysi konsentratsiyasida azot kislotaning protolizlanish darajasi 0,2 ga teng bo'ladi?
- 300 ml 0,2 M sirka kislota eritmasiga qancha suv qo'shish kerak, shunda kislota protolizi darajasi ikki barobar ortadi?
- Agar uning eritmasi pH=6 bo'lsa, gipobrom kislotaning protolizlanish darajasini aniqlang.Bu eritmadagi kislota konsentratsiyasi qancha?
- Eritmaning pH qiymati 3. Buning uchun a) azot, b) sirka kislotaning konsentratsiyasi qanday bo'lishi kerak?
- Eritmadagi a) oksoniy ionlarining, b) gidroksid ionlarining konsentratsiyasini qanday o'zgartirish kerak, shunda eritmaning pH qiymati 1 ga oshadi?
- PH = 12 bo'lgan 1 ml eritmada nechta oksonium ionlari mavjud?
- Agar 10 litrga 0,4 g NaOH qo‘shilsa, suvning pH qiymati qanday o‘zgaradi?
- Oksoniy va gidroksid ionlarining kontsentratsiyasini, shuningdek, quyidagi suvli eritmalardagi vodorod va gidroksid ko'rsatkichlarining qiymatlarini hisoblang: a) 0,01 M HCl eritmasi; b) CH 3 COOH ning 0,01 M eritmasi; v) 0,001 M NaOH eritmasi; d) 0,001 M NH 3 eritmasi.
- Ilovada keltirilgan eruvchanlik mahsulotlarining qiymatlaridan foydalanib, a) kumush xlorid, b) kaltsiy sulfat, v) alyuminiy fosfat eritmasida erigan moddalarning konsentratsiyasi va massa ulushini aniqlang.
- Og'irligi 1 g bo'lgan bariy sulfatni 25 o S da eritish uchun zarur bo'lgan suv hajmini aniqlang.
- 25 o C da to‘yingan 1 litr kumush bromid eritmasida ion holida bo‘lgan kumushning massasi qancha?
- 25 o C da to‘yingan kumush sulfid eritmasining qanday hajmida 1 mg erigan modda bor?
- Pb(NO 3) 2 ning 0,05 M eritmasiga teng hajmdagi 0,4 M KCl eritmasi qo‘shilsa, cho‘kma hosil bo‘ladimi?
- 5 ml 0,004 M CdCl 2 eritmasidan va 15 ml 0,003 M KOH eritmasidan quyilgandan keyin cho’kma hosil bo’lishini aniqlang.
- Sizning ixtiyoringizda quyidagi moddalar mavjud: 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. Ushbu moddalarning har biri uchun alohida kartada quyidagi savollarga javob bering:
1) Oddiy sharoitlarda (molekulyar yoki nomolekulyar) bu moddaning tuzilishi qanday?
2) Xona haroratida bu modda qanday agregatsiya holatida?
3) Bu modda qanday turdagi kristallar hosil qiladi?
4) Ushbu moddadagi kimyoviy bog'lanishni tavsiflang.
5) Ushbu modda an'anaviy tasnifga ko'ra qaysi sinfga kiradi?
6) Bu modda suv bilan qanday ta'sir qiladi? Agar u erisa yoki reaksiyaga kirsa, kimyoviy tenglamani keltiring. Bu jarayonni orqaga qaytara olamizmi? Agar shunday qilsak, qanday sharoitlarda? Ushbu jarayondagi muvozanat holatini qanday fizik miqdorlar tavsiflashi mumkin? Agar modda eruvchan bo'lsa, uning eruvchanligini qanday oshirish mumkin?
7) Bu moddani xlorid kislota bilan reaksiyaga kiritish mumkinmi? Agar iloji bo'lsa, unda qanday sharoitlarda? Reaksiya tenglamasini keltiring. Nima uchun bu reaktsiya paydo bo'ladi? Qaytarilishi mumkinmi? Qaytariladigan bo'lsa, qanday sharoitlarda? Bu reaksiyada hosildorlik qanday oshadi? Xlorid kislota o'rniga quruq vodorod xlorid ishlatilsa, nima o'zgaradi? Tegishli reaksiya tenglamasini keltiring.
8) Bu moddani natriy gidroksid eritmasi bilan reaksiyaga kiritish mumkinmi? Agar iloji bo'lsa, unda qanday sharoitlarda? Reaksiya tenglamasini keltiring. Nima uchun bu reaktsiya paydo bo'ladi? Qaytarilishi mumkinmi? Qaytariladigan bo'lsa, qanday sharoitlarda? Bu reaksiyada hosildorlik qanday oshadi? Natriy gidroksid eritmasi o'rniga quruq NaOH ishlatilsa, nima o'zgaradi? Tegishli reaksiya tenglamasini keltiring.
9) Ushbu moddani olish uchun sizga ma'lum bo'lgan barcha usullarni keltiring.
10) Ushbu moddaning sizga ma'lum bo'lgan barcha nomlarini ayting.
Ushbu savollarga javob berishda siz har qanday ma'lumotnoma adabiyotidan foydalanishingiz mumkin.
