Киселинна константа на солна киселина. Киселинност и основност във водата

Самойонизация на водата

Водата, дори след многократна дестилация, запазва способността да провежда електричество. Тази способност на водата се дължи на нейната самойонизация.

$2H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$

Константата на термодинамичното равновесие има формата:

Снимка 1.

където $a_X^(rel)=\frac(a_X^(equal))(a_X^0)$ е относителната активност на частицата $X$ в равновесната система;

$aX^(equal)$ - абсолютна активност на частицата $X$ в равновесната система;

$(a_x)^0$ - абсолютна активност $X$ в термодинамичното състояние на системата.

Относителната активност на водата в равновесие е практически равна на единица, тъй като степента на реакция е много малка (ако теоретично нейонизираната вода се приеме за стандартно състояние.

Коефициентите на активност на $OH^-$ и $H_3O^+$ йони ще бъдат близки до единица в чиста вода. Равновесието на реакцията е силно изместено наляво. Относителните активности на $OH^-$ и $H_3O^+$ са практически равни на техните моларни концентрации. Където

$(K_a)^0 \sim K_(автоматично) = $

където $ и $ са моларни концентрации;

$K_(auto)$ - константа на воден автопрополис, равна на $1,00\cdot 10^(-14) \ mol^2/l^2$ при $25^\circ \ C.$

В чиста вода концентрациите на $ и $ ще бъдат равни, така че

$==\sqrt(10^(-14))=10^(-7)$ за $25^\circ \ C.$

За по-лесно изчисление концентрацията е посочена като отрицателен логаритъм, означен като $pH$:

$pH=-lg$

Стойностите на $pH$ за чиста вода са $7$, в киселинни разтвори $pH $7$.

Киселинна дисоциация и киселинна константа

За киселината $AH$ дисоциацията може да се изрази с уравнението:

$AH + H_2O ↔ A^- + H_3O^+$

В състояние на равновесие относителната плътност на водата се променя незначително при преминаване от една киселина към друга и при безкрайно разреждане се доближава до нула. Следователно се използва термодинамичната киселинна константа $K_a^0$ ($AH$).

Съотношението на коефициентите на активност е еднакво за всички киселини и е равно на единица, ако процесите протичат в разредени разтвори.

След това, в разреден воден разтвор, киселинната константа $Ka (AH$) се използва като мярка за силата на киселината, която може да се определи по формулата:

$Ka (AH)=\frac()()$

Формулата показва моларната концентрация на частици при фиксирана температура $(25^\circ \ C)$ в равновесно състояние.

Колкото по-висока е киселинната константа, толкова по-висока е степента на дисоциация, толкова по-силна е киселината. За изчисления и характеристики на киселинността се използва отрицателният логаритъм на константата на киселинността $pKa$.

$pKa (AH)= -lgKa (AH)$

Колкото по-голяма е стойността на киселинната константа, толкова по-слаба е киселината.

Стойността на киселинната константа е равна на $pH$ стойността на разтвора, при която киселината ще се йонизира наполовина:

$pKa (AH) = pH - lg \frac()()$

Стойността, характеризираща киселинността на водните молекули във воден разтвор е:

$Ka=\frac()()=\frac(Ka_(auto))()=\frac(10^(-14))(55,5)$

Така при температура от $25^\circ C$, $pKa (H_2O) = 15,7$. Тази стойност характеризира киселинността на водните молекули в разтвора.

За хидроксониевия йон $pKa (H_3O^+) = pK_(auto) - pKa = 14-15,7 = -1,7.$

Стойностите $pKa$ са таблични данни. Въпреки това, за киселини с $pKa 0$ данните в таблицата ще бъдат неточни.

Възможно е да се определят киселинните константи във водата чрез директно измерване на концентрациите на $A^-$ и $AH$ само когато киселинната дисоциация настъпи поне до известна степен, дори едва забележима.

Ако киселината е много слаба, която практически не се дисоциира, тогава концентрацията на $A^-$ не може да бъде точно измерена. Ако, напротив, киселината е толкова силна, че се дисоциира почти напълно, тогава е невъзможно да се измери концентрацията на $AH$. В този случай ще се използват косвени методи за определяне на киселинността.

Основна йонизационна константа

За да изразим константата на дисоциация на база във вода, използваме уравнението:

$B + H_2O ↔ BH^+ + OH^-$

Константата на основност е:

$Kb=\frac()([B])$

Напоследък константите на основност практически не се използват в изчисленията, тъй като константата на киселинността на спрегнатата киселина може да се използва за получаване на цялата необходима информация за основата $BH^+.$

$BH^+ + H_2O ↔ B + H_3O^+$

$Ka (BH^+) = \frac([B])()$

Киселинната константа на киселина ще бъде мярка за сила:

• $AH$ или $BH^+$ като донори на протони;
• $A^-$ или $B$ като акцептори на протони;
• силна киселина $AH$ или $BH^+$ съответства на слаба спрегната основа $A^-$ или $B$ и тогава $pKa$ е малък или отрицателен;
• силна основа $A^-$ или $B$ съответства на слаба киселина $AH$ или $BH^+$ и константата на киселинност ще бъде положителна

Възможно е директно измерване на силата на киселините или основите само в тесен диапазон от $pKa (BH^+).$ Извън интервала основността ще се определя чрез косвени методи. $pka (BH^+)$ стойности извън диапазона $-2$ до $17$ ще бъдат неточни.

Връзка между структурата и силата на киселините

Относителната сила на киселините може да се предвиди въз основа на естеството на централния атом и структурата на киселинната молекула.

Силата на безкислородната киселина $HX$ и $H_2X$ (където $X$ е халоген) е толкова по-висока, колкото по-слаба е връзката $X-H$, тоест колкото по-голям е радиусът на атома $X$.

В сериите $HF - HCl - HBr - HI$ и $H_2S - H_2Se - H_2Te$ силата на киселините нараства.

За киселини, съдържащи кислород, колкото по-силна е стойността на m в съединението $E(OH)nOm$, толкова по-силна е киселината.

Така според тази теория Киселина е всяко вещество, чиито молекули (включително йони) са способни да отдадат протон, т.е. да бъде донор на протони; Основа е всяко вещество, чиито молекули (включително йони) са способни да прикрепят протон, т.е. да бъде акцептор на протони; Амфолит е всяко вещество, което е едновременно донор и акцептор на протони.

Тази теория обяснява киселинно-алкалните свойства не само на неутралните молекули, но и на йоните. Една киселина, отдавайки протон, се превръща в основа, която е свързана с тази киселина. Понятията "киселина" и "основа" са относителни понятия, тъй като едни и същи частици - молекули или йони - могат да проявяват както основни, така и киселинни свойства, в зависимост от партньора.

При протолитично равновесие се образуват киселинно-алкални двойки. Според протонната теория реакциите на хидролиза, йонизация и неутрализация не се считат за специално явление, а се считат за обичаен преход на протони от киселина към основа.

Частицата А се образува след отделянето на водородния йон

pH стойност

Водата като слаб електролит се подлага на йонизация в малка степен:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Йоните във воден разтвор претърпяват хидратация (воден)

Водата се характеризира с протолитична амфотерност. Реакцията на самойонизация (автопротолиза) на водата, по време на която протон от една водна молекула (киселина) преминава към друга водна молекула (основа), се описва с уравнението:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH -.

Равновесната константа на водната автопротолиза е равна на:

Законът за действието на масите се прилага за йонизационната константа:

където a е дейност.

За краткост вместо H 3 O + в киселинно-алкално равновесие пишем

Тъй като водата е в разтвор в голям излишък и се подлага на йонизация в малка степен, може да се отбележи, че нейната концентрация е постоянна и равна на 55,6 mol (1000 g: 18 g / mol \u003d 56 mol) на литър вода.

Следователно, продуктът на K и (H 2 O) и концентрацията на вода е 1,8 10 -16 mol / l 55,6 mol / l \u003d 10 -14 mol 2 / l 2. По този начин \u003d 10 -14 (при 25 ° C) е постоянна стойност, означен Kwи се обади константа на водна автопротолиза. Понякога те използват остаряло име - йонен продукт на водата.

Разтвори, в които концентрацията на водородни йони и хидроксидни йони е еднаква, се наричат ​​неутрални разтвори = = = 10 -7 mol / l. В киселинни разтвори > , > 10 -7 mol / l, а в алкални > , > 10 -7 mol / l.

За простота стойността на рН се приема като основа - десетичният логаритъм от концентрацията на водородни йони, взет с противоположния знак: pH \u003d -lg.

Интересни факти:

Нарушаване на състоянието на изохидрия (постоянство на pH) наблюдава се при сърдечно-съдови заболявания, с исхемия, захарен диабет (развива се ацидоза). Киселинно-алкалното равновесие се поддържа чрез дишане, уриниране, изпотяване. Тези системи работят бавно и незабавната неутрализация на киселинните и алкалните метаболитни продукти се извършва от буферните системи на тялото. Състоянието на изохидрия се осигурява от съвместното действие на редица физикохимични и физиологични механизми. Буферното действие се осигурява чрез комбиниране на няколко протолитични равновесия.

Силата на киселините се определя от способността им да отдават протон.Мярката за тази способност е киселинна константа (Ка).

Колкото по-голяма е киселинната константа, толкова по-силна е киселината.Например, оцетната киселина е по-силна от циановодородната киселина, тъй като Ka (CH 3 COOH) \u003d 1,74 10 -5, Ka (HCN) \u003d 1 10 -9. За удобство на изчисленията и записването те често използват не самите константи, а техните отрицателни десетични логаритми: pKa = -lgKa. Извиква се стойността на pKa киселинна сила.Колкото по-голяма е стойността на pKa, толкова по-слаба е киселината.

Силните киселини почти напълно даряват своя протон на водните молекули, така че присъстващата киселина в разтвора всъщност е хидрониевият йон.

В тази връзка, когато се изчислява рН на разтвор на силна едноосновна киселина, концентрацията на протоните се приравнява на концентрацията на киселината

° С(H 3 O +) = ° С(HB).

В разтвори на слаби киселини концентрацията на хидрониеви йони е много по-ниска от концентрацията на киселината. Изчислява се въз основа на

двете части на това уравнение дават формула за изчисляване на pH на разтвори на слаби киселини: pH = 0,5 (pKa - lg ° С(HB)).

Видове протолитични реакции.

МУ "Решения" стр. 52-55

Автопротолиза на вода. Йонно произведение на вода.МУ „Решения» страница 56

Малка част от водните молекули винаги е в йонно състояние, въпреки че е много слаб електролит. Йонизацията и по-нататъшната дисоциация на водата, както вече беше споменато, се описва от уравнението на протолитичната реакция на киселинно-базово диспропорциониране или автопротолиза.

Водата е много слаб електролит, следователно получената спрегната киселина и спрегната основа са силни. Следователно равновесието на тази протолитична реакция е изместено наляво.

Константата на това равновесие K е равна на =

Количествената стойност на произведението на концентрацията на водни йони × е йонен продукт на вода.

То е равно на: × = K равно. × 2 = 1 × 10 - 14

Следователно: K H 2O \u003d × = 10 - 14 или опростено K H 2O \u003d × \u003d 10 - 14

K H 2 O е йонният продукт на водата, константата на автопротолизата на водата или просто константата на водата. K H 2 O зависи от температурата. С повишаването на t°C тя се увеличава.

В химически чиста вода = = = 1×10 – 7 . Това е неутрална среда.

В разтвора може да има > - средата е кисела или< – среда щелочная

= ; =

pH стойност

За да определите количествено киселинността на разтворите, използвайте индикатор за концентрация на водородни йони pH.

Водородният индекс е стойност, равна на отрицателния десетичен логаритъм от концентрацията на свободни водородни йони в разтвор.

pH = – lg ⇒ = 10 – pH

В неутрална среда pH = 7

При кисело pH< 7

При алкално pH > 7

За характеризиране на основността на средата се използва хидроксилният индекс pOH.

pOH \u003d - lg [OH -] ⇒ [OH -] \u003d 10 - pOH

pH + pOH = 14 Þ pH = 14 - pOH и pOH = 14 - pH

Формули за изчисляване на рН за разтвори на киселини и основи.

pH = – lg

1. Силни киселини: \u003d C (1 / z киселини)

Изчислете рН на разтвор на HCl с С(HCl) = 0,1 mol/l при условие на пълната му дисоциация.

C(HCl) = 0,1 mol/l; pH \u003d - lg 0,1 \u003d 1

2. Силни основи: [OH -] \u003d C (1 / z бази)

Изчислете pH на разтвора на NaOH при същите условия.

C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10 – 13; pH \u003d - lg 10 - 13 \u003d 13

3. Слаби киселини

Изчислете pH на разтвор на оцетна киселина с моларна концентрация 0,5 mol/l. Към CH 3COOH \u003d 1,8 × 10 - 5.

3×10 - 3

pH \u003d - lg 3 × 10 - 3 \u003d 2,5

4. Слаби бази

Изчислете pH на разтвор на амоняк с моларна концентрация 0,2 mol/l.

K NH 3 \u003d 1,76 × 10 - 5

1,88×10 - 3

0,53 × 10 - 11; pH \u003d - lg 0,53 × 10 - 11 \u003d 11,3

5. C (H +) \u003d [H +] \u003d 10 - pH

При pH = 7, [H + ] = 10 - 7

Има различни методи за определяне на pH: с помощта на индикатори и йономерни устройства.

рН стойност за химични реакции и биохимични процеси в организма.

Много реакции, за да протичат в определена посока, изискват строго определена стойност на pH на средата.

Обикновено в здраво тяло реакцията на околната среда на повечето биологични течности е близка до неутрална.

Кръвно - 7,4

Слюнка - 6,6

Чревен сок - 6,4

Жлъчка - 6,9

Урина - 5,6

Стомашен сок: а) в покой - 7.3

б) в състояние на храносмилане - 1,5-2

Отклонението на pH от нормата има диагностична (определяне на заболяването) и прогностична (протичане на заболяването) стойност.

Ацидозата е изместване на рН към киселинната страна, рН намалява, концентрацията на водородни йони се увеличава.

Алкалоза - изместване на рН към алкална област, рН се повишава, концентрацията на водородни йони намалява.

Временното отклонение на рН на кръвта от нормата с десети води до сериозни смущения в организма. Продължителните колебания в pH на кръвта могат да бъдат фатални. Отклоненията в pH на кръвта могат да бъдат 6,8 - 8, промените извън този интервал във всяка посока са несъвместими с живота.

Комбинирани и изолирани протолитични равновесия.

Протолитичните процеси са обратими реакции. Протолитичните равновесия са склонни към образуването на по-слаби киселини и основи. Те могат да се разглеждат като конкуренция между основи с различна сила за притежаване на протон. Те говорят за изолирани и комбинирани равновесия.

Ако няколко едновременно съществуващи равновесия са независими едно от друго, те се наричат ​​изолирани. Изместването на равновесието в едно от тях не води до промяна в положението на равновесие в другото.

Ако промяната в равновесието на едно от тях води до промяна на равновесието на другото, тогава говорим за комбинирани (спрегнати, конкурентни) равновесия. Преобладаващият процес в системите с комбинирано равновесие е този, който се характеризира с по-голяма стойност на равновесната константа.

Вторият процес ще бъде преобладаващ, т.к неговата равновесна константа е по-голяма от равновесната константа на първия процес. Равновесието във втория процес е изместено в по-голяма степен надясно, т.к метиламинът е по-силна основа от амоняка, NH 4 + е по-силна киселина от CH 3 NH 3 +.

Заключение: По-силната основа потиска йонизацията на по-слабата основа. Следователно, когато малко количество солна киселина се добави към смес от амоняк и метиламин, метиламинът ще претърпи главно протониране.

И още: най-силната киселина потиска йонизацията на слабите киселини. И така, солната киселина, намираща се в стомашния сок, инхибира йонизацията на оцетна киселина (идва с храна) или ацетилсалицилова киселина (лекарство).

______________________________________________________________

В общия случай, в съответствие с протолитичната теория на Бронстед-Лоури, съгласно уравнение (4.2), имаме за дисоциацията на слаба едноосновна киселина:

Истинската термодинамична константа Да сетози баланс ще

където всички дейности са равновесни. Нека представим това съотношение във формата:

Означаваме, както в предишния случай, произведението на две константи Да сеи a (H 2 O) през (H 2 O) \u003d const at Т=конст. Тогава

или приблизително:

където всички концентрации са равновесни. Ето стойността Да се аНаречен константа на киселинна дисоциация (йонизация) или просто киселинна константа.

За много слаби киселини числените стойности Да се аса много малки, така че вместо Да се аПриложи индикатор за сила (или просто индикатор):

РК а =- lg Да се а .

Колкото повече Да се а(т.е. по-малката p Да се а ), толкова по-силна е киселината.

Нека началната концентрация на едноосновна киселина HB е равна на степента на нейната дисоциация (йонизация) в разтвор. Тогава равновесните концентрации на йони [Н 3 О + ] и [В - ] ще бъдат равни на [Н 3 О + ] = [В - ] = αс а , равновесна киселинна концентрация [HB] = с а - α с а = с а(1 - α). Замествайки тези стойности на равновесните концентрации в израза за равновесната константа (4.10), получаваме:

Ако вместо концентрация с аизползвайте неговата реципрочност V- разреждане (разреждане), изразено в l / mol, V=1/с а , след това формулата за Да се аще изглежда така:

Това съотношение, както и изразът

описвам закон за разреждане (или закон за разреждане) на Оствалдза слаб бинарен електролит. За a1 (типичен случай в много аналитични системи)

Лесно е да се покаже, че в общия случай за слаб електролит от всякакъв състав K n A m , разлагащ се на йони съгласно схемата

K n A m = ПДа се t+ +тНО н -

Законът за разреждане на Оствалд се описва от връзката

където с- първоначалната концентрация на слаб електролит, например слаба киселина. И така, за ортофосфорна киселина H 3 RO 4 (П = 3,

T= 1), който се разпада общо на йони съгласно схемата

.

За бинарен електролит връзката се превръща в (4.11). За a1 имаме:

Нека намерим равновесната стойност на pH на разтвор на едноосновна киселина HB. Равновесна концентрация на водородни йони

Използвайки нотацията и получаваме:

pH = 0,5 (стр Да се а+стр с а). (4.12)

По този начин, за да се изчисли равновесната стойност на рН на разтвор на слаба едноосновна киселина, е необходимо да се знае киселинната константа на тази киселина Да се аи първоначалната му концентрация с а .

Изчислете pH на разтвор на оцетна киселина с начална концентрация 0,01 mol/L.

При стайна температура за оцетна киселина Да се а = 1.74 10 -5 и p Да се а = 4,76.

Съгласно формула (4.12) можем да запишем:

pH = 0,5 (стр Да се а+стр с а) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

Подобно разглеждане може да се направи за равновесия в разтвор на всяка слаба многоосновенкиселини.

Многоосновните киселини се дисоциират на йони стъпаловидно, на няколко етапа, всеки от които се характеризира със собствена равновесна константа константа на стъпаловидна киселинна дисоциация.Така, например, в разтвори на ортоборна киселина H 3 BO 3 се установяват равновесия (стойностите на константите са дадени за 25 ° C):

H 3 BO 3 + H 2 O \u003d H 3 O + +, Да се 1 =

H 2 O \u003d H 3 O + +, Да се 2 =

H 2 O \u003d H 3 O + +, Да се 3 =

Константата на киселинна дисоциация на всеки следващ етап е по-малка от константата на дисоциация на предходния етап - обикновено с няколко порядъка.

Произведението на всички стъпкови константи на дисоциация е равно на общата константа на киселинна дисоциация K:

Да се 1 Да се 2 ...ДА СЕ П =К.

По този начин е лесно да се види, че за ортоборната киселина стойността

Да се 1 Да се 2 Да се 3 =K=

е общата константа на киселинна дисоциация по схемата:

4.3.2 Константа на основност и pH на разтвори на слаби основи

В съответствие с протолитичната теория на киселините и основите на Брьонстед-Лоури, в общия случай, за йонизацията на една киселинна слаба основа В във водни разтвори, може да се напише:

B + H 2 O \u003d HB + + OH -

Ако степента на йонизация на основата е a1, тогава константата на концентрацията може да се приеме като константа на това химично равновесие

Продължавайки подобно на предишния, получаваме:

Да се = =К b = const когато T= конст

като произведение на две константи Да се\u003d const и [H 2 O] \u003d const.

Да извикаме количеството К b , равен, следователно,

К b = , (4.13)

константа на дисоциация (йонизация) на слаба единична киселинна основаилипросто константа на базисносттази база и стойността

стр К b = К b ,

Индикатор за сила (или просто индикатор) на константата на основност.

Съгласно закона за разреждане на Оствалд в разглеждания случай (подобно на връзката (4.11))

К b =,

където е степента на йонизация на една слаба киселинна основа и е нейната начална концентрация. Тъй като за слаба основа a1, тогава

Нека намерим равновесната стойност на pH на воден разтвор на разглежданата монокиселинна основа при стайна температура. В съответствие с формула (4.7) имаме:

pH = p Да се w - rOH = 14 - rOH.

Нека определим стойността на pOH = [OH - ]. очевидно

[OH -] = =

Използване на индикатори pON = [OH - ], p Да се b =К bи

p = , получаваме: pOH = 0,5 (p Да се b+ p). Като заместим този израз в горната формула за pH, стигаме до връзката

pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0,5 (p Да се b+ p).

И така, равновесната стойност на pH в разтвор на слаба единична киселинна основа може да се изчисли по формулата (4.15):

рН = 14 - 0,5 (стр Да се b+ p). (4.15)

Изчислете pH в 0,01 mol/l воден разтвор на амоняк, за който при стайна температура Да се b= и p Да се b = 4,76.

Във воден разтвор на амоняк се установява равновесие:

което е изместено предимно наляво, така че степента на йонизация на амоняка е . Следователно, за да изчислите стойността на pH, можете да използвате връзката (4.15):

рН = 14 - 0,5 (стр Да се b+ p) =

Подобно разглеждане може да се извърши за всеки слаб поликиселинаоснования. Вярно е, че в този случай се получават по-тромави изрази.

Слабите поликиселинни основи, като слабите многоосновни киселини, се дисоциират на стъпки и всяка стъпка на дисоциация също има своя собствена константа на стъпаловидна дисоциация на основата - константата на стъпаловидна основност.

Така например оловен хидроксид Pb (OH) 2 във водни разтвори се разлага на йони на два етапа:

Същите равновесия могат да бъдат записани по друг начин, придържайки се (в рамките на протолитичната теория) към дефиницията на основа като вещество, което прикрепя протон, в този случай го приема от водна молекула:

В този случай поетапните константи на основност могат да бъдат представени като:

При такъв запис на тези равновесия се приема, че протонът от водната молекула преминава към хидроксилната група с образуването на водната молекула (), в резултат на което броят на водните молекули в близост до оловния (II) атом се увеличава с една, а броят на хидроксилните групи, свързани с оловния (II) атом), също намалява с една при всяка стъпка на дисоциация.

работа Да се 1 Да се 2 =K=[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =

2.865 където Да се- константа на пълна дисоциация по схемата

или по друга схема

което в крайна сметка води до същия резултат.

Друг пример е органичната основа етилендиамин, подложена на йонизация във воден разтвор в два етапа. Първи етап:

Втора стъпка:

работа -

обща константа на дисоциация. Съвпада с баланса

Числените стойности на равновесните константи са дадени по-горе за стайна температура.

Както в случая на многоосновни киселини, за слаба поликиселинна основа константата на дисоциация на всеки следващ етап обикновено е с няколко порядъка по-малка от константата на дисоциация на предишния етап.

В табл. 4.2 показва числените стойности на константите на киселинност и основност на някои слаби киселини и основи.

Таблица 4.2. Истински термодинамични йонизационни константи във водни разтвори на някои киселини и основи.

Да се а- киселинна константа, Да се b- константа на основност,

Да се 1 - константа на дисоциация за първия етап,

Да се 2 - константа на дисоциация за втория етап и др.

Константи на дисоциация на слаби киселини
киселина	Да се а	Р Да се а=-lg Да се а
азотен Аминооцетна бензоена Борна (ортоборна) Тетраборная Глава 20 20.1. Закон за действащите маси Запознахте се със закона за действието на масите, като изучавахте равновесието на обратимите химични реакции (глава 9 § 5). Спомнете си, че при постоянна температура за обратима реакция а A+ bб д D+ fЕ законът за действието на масите се изразява с уравнението Знаете, че при прилагането на закона за действието на масите е важно да се знае в какво агрегатно състояние се намират веществата, участващи в реакцията. Но не само това: важен е броят и съотношението на фазите в дадена химическа система. Според броя на фазите реакциите се делят на хомофазен, и хетерофазен.Сред хетерофазните, твърда фазареакции. Хомофазна реакцияХимическа реакция, в която всички участници са в една и съща фаза. Такава фаза може да бъде смес от газове (газова фаза) или течен разтвор (течна фаза). В този случай всички частици, участващи в реакцията (A, B, D и F), имат способността да извършват хаотично движение независимо една от друга и обратимата реакция протича в целия обем на реакционната система. Очевидно такива частици могат да бъдат или молекули на газообразни вещества, или молекули или йони, които образуват течност. Примери за обратими хомофазни реакции са реакциите на синтез на амоняк, изгарянето на хлор във водород, реакцията между амоняк и сероводород във воден разтвор и др. Ако поне едно вещество, участващо в реакцията, е във фаза, различна от останалите вещества, тогава обратимата реакция протича само на границата и се нарича хетерофазна реакция. хетерофазна реакция- химическа реакция, участниците в която са в различни фази. Обратимите хетерофазни реакции включват реакции, включващи газообразни и твърди вещества (например разлагането на калциев карбонат), течни и твърди вещества (например утаяване от разтвор на бариев сулфат или реакцията на цинк със солна киселина), както и газообразни и течни вещества. Специален случай на хетерофазни реакции са твърдофазните реакции, т.е. реакциите, в които всички участници са твърди вещества. Всъщност уравнение (1) е валидно за всяка обратима реакция, независимо към коя от изброените групи принадлежи. Но в хетерофазната реакция равновесните концентрации на вещества в по-подредена фаза са константи и могат да бъдат комбинирани в равновесна константа (виж Глава 9 § 5). И така, за хетерофазна реакция а A g+ b B кр д D r+ f F кр законът за действието на масите ще бъде изразен чрез отношението Видът на това съотношение зависи от това кои вещества, участващи в реакцията, са в твърдо или течно състояние (течност, ако останалите вещества са газове). В изразите на закона за масовото действие (1) и (2) формулите на молекулите или йоните в квадратни скоби означават равновесната концентрация на тези частици в газ или разтвор. В този случай концентрациите не трябва да бъдат големи (не повече от 0,1 mol/l), тъй като тези съотношения са валидни само за идеални газове и идеални разтвори. (При високи концентрации законът за действието на масите остава валиден, но вместо концентрация трябва да се използва друга физична величина (т.нар. активност), която отчита взаимодействията между газови частици или разтвори. Активността не е пропорционална на концентрацията ). Законът за действието на масите е приложим не само за обратими химични реакции, но много обратими физични процеси също му се подчиняват, например междинното равновесие на отделните вещества по време на прехода им от едно агрегатно състояние в друго. И така, обратимият процес на изпаряване - кондензация на вода може да се изрази с уравнението H 2 O f H 2 O g За този процес можем да напишем уравнението на равновесната константа: Полученото съотношение потвърждава по-специално известното ви от физиката твърдение, че влажността на въздуха зависи от температурата и налягането. 20.2. Константа на автопротолиза (йонен продукт) Друго приложение на закона за масовото действие, което ви е известно, е количественото описание на автопротолизата (Глава X § 5). Знаете ли, че чистата вода е в хомофазно равновесие? 2H 2 OH 3 O + + OH - за чието количествено описание можете да използвате закона за масовото действие, чийто математически израз е константа на автопротолиза(йонен продукт) на вода Автопротолизата е характерна не само за водата, но и за много други течности, чиито молекули са свързани помежду си с водородни връзки, например за амоняк, метанол и флуороводород: 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - К(NH3) = 1,91. 10 –33 (при –50 o С); 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - К(CH3OH) = 4.90. 10–18 (при 25 o C); 2HF H 2 F + + F - К(HF) = 2.00. 10–12 (при 0 o C). За тези и много други вещества са известни автопротолизни константи, които се вземат предвид при избора на разтворител за различни химични реакции. Символът, който често се използва за обозначаване на константата на автопротолизата, е К С. Константата на автопротолизата не зависи от теорията, в която се разглежда автопротолизата. Стойностите на равновесните константи, напротив, зависят от приетия модел. Ще проверим това, като сравним описанието на автопротолизата на водата според протолитичната теория (лява колона) и според остарялата, но все още широко използвана теория за електролитна дисоциация (дясна колона): Според теорията за електролитната дисоциация се приема, че водните молекули частично се дисоциират (разлагат) на водородни йони и хидроксидни йони. Теорията не обяснява нито причините, нито механизма на това „разпадане“. Наименованието "константа на автопротолиза" обикновено се използва в протолитичната теория и "йонен продукт" в теорията на електролитната дисоциация. 20.3. Константи на киселинност и основност. Индикатор за водород Законът за действието на масите се използва и за количествено определяне на киселинно-алкалните свойства на различни вещества. В протолитичната теория за това се използват константи на киселинност и основност, а в теорията на електролитната дисоциация - константи на дисоциация. Вече знаете как протолитичната теория обяснява киселинно-алкалните свойства на химикалите (гл. XII § 4). Нека сравним този подход с подхода на теорията на електролитната дисоциация, като използваме примера за обратима хомофазна реакция с вода на циановодородна киселина HCN, слаба киселина (отляво - според протолитичната теория, отдясно - според теорията на електролитна дисоциация): HCN + H 2 O H 3 O + + CN - К К(HCN) = К С. == 4,93. 10–10 mol/l HCN H + + CN – Константа на равновесие К Св този случай се нарича константа на дисоциация(или йонизационна константа), означено Да сеи е равна на киселинната константа в протолитичната теория. К = 4,93. 10–10 mol/l Степента на протолиза на слаба киселина () в теорията на електролитната дисоциация се нарича степен на дисоциация(само ако тази теория разглежда даденото вещество като киселина). В протолитичната теория, за да характеризирате основата, можете да използвате нейната константа на основност или можете да използвате константата на киселинността на спрегнатата киселина. В теорията на електролитната дисоциация само веществата, които се дисоциират в разтвор на катионни и хидроксидни йони, се считат за основи, следователно, например, се приема, че разтворът на амоняк съдържа "амониев хидроксид", а по-късно - амонячен хидрат NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - K O (NH 3) \u003d К С . = 1.74. 10–5 mol/l NH3. H 2 O NH 4 + + OH - Константа на равновесие К Си в този случай се нарича константа на дисоциация, означена Да сеи е равна на константата на основност. К = 1,74. 10–5 mol/l В тази теория няма концепция за спрегната киселина. Амониевият йон не се счита за киселина. Киселинната среда в разтворите на амониеви соли се обяснява с хидролиза. Още по-трудно в теорията на електролитната дисоциация е описанието на основните свойства на други вещества, които не съдържат хидроксилни групи, например амини (метиламин CH 3 NH 2, анилин C 6 H 5 NH 2 и др.). За характеризиране на киселинните и основните свойства на разтворите се използва друго физическо количество - pH стойност(обозначава се с pH, чете се "ph"). В рамките на теорията на електролитната дисоциация водородният индекс се определя, както следва: pH = –lg По-точно определение, като се вземе предвид липсата на водородни йони в разтвора и невъзможността да се вземат логаритми на мерни единици: pH = –lg() Би било по-правилно тази стойност да се нарича "оксоний", а не стойността на pH, но това име не се използва. Дефинира се подобно на водорода хидроксиден индекс(обозначава се с pOH, чете се "pe oash"). pOH = -lg() Къдравите скоби, обозначаващи числовата стойност на количеството в изразите за индексите на водород и хидроксид, много често не се поставят, забравяйки, че е невъзможно да се вземе логаритъм на физическите величини. Тъй като йонният продукт на водата е постоянна стойност не само в чиста вода, но и в разредени разтвори на киселини и основи, индексите на водород и хидроксид са взаимосвързани: K (H 2 O) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2 lg() = lg() + lg() = -14 pH + pOH = 14 В чиста вода = = 10–7 mol/l, следователно pH = pOH = 7. В кисел разтвор (в кисел разтвор) има излишък от оксониеви йони, тяхната концентрация е по-голяма от 10 -7 mol / l и следователно рН< 7. В основен разтвор (алкален разтвор), напротив, има излишък от хидроксидни йони и следователно концентрацията на оксониеви йони е по-малка от 10–7 mol/l; в този случай pH > 7. 20.4. Константа на хидролиза В рамките на теорията за електролитната дисоциация обратимата хидролиза (хидролиза на соли) се разглежда като отделен процес, като се разграничават случаи на хидролиза соли на силна основа и слаба киселина соли на слаба основа и силна киселина, и соли на слаба основа и слаба киселина. Нека разгледаме тези случаи паралелно в рамките на протолитичната теория и в рамките на теорията за електролитната дисоциация. Сол със силна основа и слаба киселина Като първи пример разгледайте хидролизата на KNO 2, сол на силна основа и слаба едноосновна киселина. K+, NO2- и H2O. NO 2 - е слаба основа, а H 2 O е амфолит, следователно е възможна обратима реакция NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, чието равновесие се описва от константата на основност на нитритния йон и може да се изрази чрез константата на киселинността на азотистата киселина: K o (NO 2 -) \u003d Когато това вещество се разтвори, то необратимо се дисоциира на K + и NO 2 - йони: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - При едновременното присъствие на H + и NO 2 - йони в разтвора възниква обратима реакция H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Равновесието на реакцията на хидролиза се описва с константата на хидролиза ( K h) и може да се изрази чрез константата на дисоциация ( Да сед) азотиста киселина: K h = Kc . = Както можете да видите, в този случай константата на хидролиза е равна на константата на основност на основната частица. Въпреки факта, че обратимата хидролиза се извършва само в разтвор, тя е напълно "потисната", когато водата се отстрани и следователно продуктите от тази реакция не могат да бъдат получени, в рамките на теорията на електролитната дисоциация, уравнението на молекулярната хидролиза е също написано: KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2 Като друг пример, разгледайте хидролизата на Na 2 CO 3, сол на силна основа и слаба двуосновна киселина. Линията на разсъждение тук е абсолютно същата. В рамките на двете теории се получава йонно уравнение: CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH - В рамките на протолитичната теория се нарича уравнение за протолиза на карбонатни йони, а в рамките на теорията за електролитна дисоциация се нарича йонно уравнение на хидролиза на натриев карбонат. Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH Константата на основност на карбонатния йон в рамките на TED се нарича константа на хидролиза и се изразява чрез "константата на дисоциация на въглеродната киселина във втория етап", тоест чрез константата на киселинността на хидрокарбонатния йон. Трябва да се отбележи, че при тези условия HCO 3 -, като много слаба основа, практически не реагира с вода, тъй като възможната протолиза се потиска от присъствието на много силни основни частици, хидроксидни йони, в разтвора. Сол със слаба основа и силна киселина Помислете за хидролизата на NH 4 Cl. В рамките на TED, това е сол на слаба монокиселинна основа и силна киселина. В разтвора на това вещество има частици: NH4+, Cl- и Н2О. NH 4 + е слаба киселина, а H 2 O е амфолит, следователно е възможна обратима реакция NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, чието равновесие се описва от киселинната константа на амониевия йон и може да бъде изразено чрез алкална константа на амоняка: K K (NH 4 +) \u003d Когато това вещество се разтвори, то необратимо се дисоциира на NH 4 + и Cl - йони: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - Водата е слаб електролит и обратимо се дисоциира: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3. H2O Добавяйки уравненията на тези две обратими реакции и добавяйки подобни членове, получаваме уравнението на йонна хидролиза NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ Равновесието на реакцията на хидролиза се описва от константата на хидролиза и може да бъде изразено чрез константата на дисоциация на амонячен хидрат: K h = В този случай хидролизната константа е равна на киселинната константа на амониевия йон. Константата на дисоциация на амонячния хидрат е равна на константата на основност на амоняка. Молекулно уравнение на хидролиза (в рамките на TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl Друг пример за реакция на хидролиза на соли от този тип е хидролизата на ZnCl2. В разтвор на това вещество има частици: Zn2+ aq, Cl- и Н2О. Цинковите йони са аквакатиони 2+ и са слаби катионни киселини, а H 2 O е амфолит, следователно е възможна обратима реакция 2= ​​​​+ H 2 O + + H 3 O + , чието равновесие се описва от киселинната константа на цинковата водна среда и може да бъде изразено чрез основната константа на триаквахидроксоцинковия йон: K K ( 2+ ) = = Когато това вещество се разтвори, то необратимо се разпада на Zn 2+ и Cl - йони: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - Водата е слаб електролит и обратимо се дисоциира: H 2 O H + + OH - При едновременното присъствие на OH - и Zn 2+ йони в разтвора възниква обратима реакция Zn 2+ + OH - ZnOH + Добавяйки уравненията на тези две обратими реакции и добавяйки подобни членове, получаваме уравнението на йонна хидролиза Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Равновесието на реакцията на хидролиза се описва от константата на хидролиза и може да бъде изразено чрез "константата на дисоциация на цинковия хидроксид във втория етап": K h = Константата на хидролиза на тази сол е равна на константата на киселинността на цинковата водна среда, а константата на дисоциация на цинковия хидроксид във втория етап е равна на константата на основност на + йона. Йонът .+ е по-слаба киселина от йона 2+, поради което практически не реагира с вода, тъй като тази реакция се потиска поради наличието на оксониеви йони в разтвора. В рамките на TED това твърдение звучи така: "хидролизата на цинков хлорид във втория етап практически не върви" . Молекулно уравнение на хидролиза (в рамките на TED): ZnCl2 + H2O Zn(OH)Cl + HCl. Сол със слаба основа и слаба киселина С изключение на амониеви соли, такива соли обикновено са неразтворими във вода. Следователно, нека разгледаме този тип реакции, използвайки амониев цианид NH 4 CN като пример. В разтвора на това вещество има частици: NH4+, CN- и Н2О. NH 4 + е слаба киселина, CN - е слаба основа, а H 2 O е амфолит, следователно са възможни такива обратими реакции: 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) Последната реакция е за предпочитане, тъй като при нея, за разлика от първите две, се образуват както слаба киселина, така и слаба основа. Това е тази реакция, която протича предимно, когато амониевият цианид се разтвори във вода, но е невъзможно да се открие това чрез промяна на киселинността на разтвора. Лекото алкализиране на разтвора се дължи на факта, че втората реакция все още е малко по-предпочитана от първата, тъй като константата на киселинността на циановодородната киселина (HCN) е много по-малка от константата на основност на амоняка. Равновесието в тази система се характеризира с киселинната константа на циановодородната киселина, основността на амоняка и равновесната константа на третата реакция: Изразяваме от първото уравнение равновесната концентрация на циановодородната киселина, а от второто уравнение - равновесната концентрация на амоняка и заместваме тези количества в третото уравнение. В резултат на това получаваме Когато това вещество се разтвори, то необратимо се дисоциира на NH 4 + и CN - йони: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - Водата е слаб електролит и обратимо се дисоциира: H 2 O H + + OH - При едновременното присъствие на OH - и NH 4 + йони в разтвора възниква обратима реакция NH 4 + + OH - NH 3. H2O И при едновременното присъствие на H + и CN - йони протича друга обратима реакция Добавяйки уравненията на тези три обратими реакции и добавяйки подобни членове, получаваме уравнението на йонна хидролиза NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN Формата на хидролизната константа в този случай е следната: K h = И може да се изрази чрез константата на дисоциация на амонячен хидрат и константата на дисоциация на циановодородната киселина: K h = Молекулно уравнение на хидролиза (в рамките на TED): NH 4 CN + H 2 O NH 3. H2O + HCN 20.5. Константа на солватация (продукт на разтворимост) Процесът на химично разтваряне на твърдо вещество във вода (и не само във вода) може да се изрази с уравнение. Например, в случай на разтваряне на натриев хлорид: NaCl cr + ( н+м)H 2 O = + + - Това уравнение изрично показва, че най-важната причина за разтварянето на натриев хлорид е хидратацията на Na + и Cl - йони. В наситен разтвор се установява хетерофазно равновесие: NaCl cr + ( н+м)H 2 O + + - , който се подчинява на закона за масовото действие. Но тъй като разтворимостта на натриевия хлорид е доста значителна, изразът за равновесната константа в този случай може да бъде написан само с помощта на активността на йоните, които далеч не винаги са известни. В случай на равновесие в разтвор на слабо разтворимо (или практически неразтворимо вещество), изразът за равновесната константа в наситен разтвор може да бъде написан с помощта на равновесни концентрации. Например за равновесие в наситен разтвор на сребърен хлорид AgCl cr + ( н+м)H 2 O + + - Тъй като равновесната концентрация на вода в разреден разтвор е почти постоянна, можем да запишем K G (AgCl) = К С . н+м = . Същото опростено K G (AgCl) = или К G(AgCl) = Получената стойност ( КГ) е наименуван хидратационни константи(в случай на всякакви, а не само водни разтвори - константи на солватация). В рамките на теорията на електролитната дисоциация равновесието в разтвор на AgCl се записва по следния начин: AgCl cr Ag + + Cl – Съответната константа се нарича продукт на разтворимости се означава с буквите PR. PR(AgCl) = В зависимост от съотношението на катиони и аниони във формулната единица, изразът за солватационната константа (продуктът на разтворимостта) може да бъде различен, например: Стойностите на константите на хидратация (продукти на разтворимост) на някои слабо разтворими вещества са дадени в Приложение 15. Познавайки продукта за разтворимост, е лесно да се изчисли концентрацията на вещество в наситен разтвор. Примери: 1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2- PR (BaSO 4) \u003d \u003d 1.8. 10–10 mol 2 /l 2. c(BaSO4) = = = = = 1,34. 10–5 mol/l. 2. Ca(OH) 2cr Ca 2+ + 2OH - PR \u003d 2 \u003d 6.3. 10 –6 mol 3 /l 3 . 2 PR = (2) 2 = 4 3 c == = = 1,16. 10–2 mol/l. Ако по време на химическа реакция в разтвора се появят йони, които са част от слабо разтворимо вещество, тогава, знаейки продукта за разтворимост на това вещество, е лесно да се определи дали ще се утаи. Примери: 1. Ще се утаи ли меден хидроксид, когато 100 ml 0,01 М разтвор на калциев хидроксид се добавят към равен обем 0,001 М разтвор на меден сулфат? Cu 2+ + 2OH - Cu (OH) 2 Образува се утайка от меден хидроксид, ако произведението на концентрациите на Cu 2+ и OH - йони е по-голямо от произведението на разтворимостта на този слабо разтворим хидроксид. След изливане на разтвори с еднакъв обем, общият обем на разтвора ще стане два пъти по-голям от обема на всеки от първоначалните разтвори, следователно концентрацията на всяко от реагиращите вещества (преди началото на реакцията) ще бъде намалена наполовина. Концентрацията в получения разтвор на медни йони c(Cu 2+) \u003d (0,001 mol / l): 2 \u003d 0,0005 mol / l. Концентрацията на хидроксидни йони - c (OH -) \u003d (2. 0,01 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l. Продукт на разтворимост на меден хидроксид PR \u003d 2 \u003d 5.6. 10–20 mol 3 /l 3. c(Cu 2+) . ( ° С(OH -)) 2 \u003d 0,0005 mol / l. (0,01 mol / l) 2 \u003d 5. 10–8 mol 3 /l 3 . Продуктът на концентрация е по-голям от продукта на разтворимост, така че ще се образува утайка. 2. Ще се утаи ли сребърен сулфат при изливане на равни обеми от 0,02 М разтвор на натриев сулфат и 0,04 М разтвор на сребърен нитрат? 2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4 Концентрацията в получения разтвор на сребърни йони c (Ag +) \u003d (0,04 mol / l): 2 \u003d 0,02 mol / l. Концентрацията в получения разтвор на сулфатни йони c(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l. Продукт на разтворимост на сребърен сулфат PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10–5 mol 3 /l 3 . Продуктът на концентрациите на йони в разтвора {° С(Ag +)) 2. ° С(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol / l) 2. 0,01 mol / l \u003d 4. 10 –6 mol 3 /l 3 . Продуктът на концентрация е по-малък от продукта на разтворимост, така че не се образува утайка. 20.6. Степен на превръщане (степен на протолиза, степен на дисоциация, степен на хидролиза) Ефективността на реакцията обикновено се оценява чрез изчисляване на добива на реакционния продукт (раздел 5.11). Можете обаче също така да оцените ефективността на реакцията, като определите каква част от най-важното (обикновено най-скъпото) вещество се е превърнала в целевия реакционен продукт, например каква част от SO 2 се е превърнала в SO 3 по време на производството на сярна киселина, тоест намерете степен на преобразуванеоригинално вещество. Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O хлор (реагент) се превръща еднакво в калиев хлорид и калиев хипохлорит. При тази реакция, дори при 100% добив на KClO, степента на превръщане на хлора в него е 50%. Известното ви количество - степента на протолиза (параграф 12.4) - е частен случай на степента на преобразуване: В рамките на TED се наричат ​​подобни количества степен на дисоциациякиселини или основи (наричана също степен на протолиза). Степента на дисоциация е свързана с константата на дисоциация съгласно закона за разреждане на Оствалд. В рамките на същата теория равновесието на хидролизата се характеризира с степен на хидролиза (ч), като използвате следните изрази, свързващи го с първоначалната концентрация на веществото ( с) и константи на дисоциация на слаби киселини (K HA) и слаби основи, образувани по време на хидролиза ( КМЗ): Първият израз е валиден за хидролиза на сол на слаба киселина, вторият за сол на слаба основа и третият за сол на слаба киселина и слаба основа. Всички тези изрази могат да се използват само за разредени разтвори със степен на хидролиза не повече от 0,05 (5%). Закон за масовото действие, хомофазни реакции, хетерофазни реакции, реакции на твърда фаза, константа на автопротолиза (йонен продукт), константа на дисоциация (йонизация), степен на дисоциация (йонизация), водороден индекс, хидроксиден индекс, константа на хидролиза, константа на солватация (продукт на разтворимост) , степен на преобразуване . Избройте факторите, които променят химичното равновесие и променят равновесната константа. Какви фактори правят възможно изместването на химичното равновесие без промяна на равновесната константа? Необходимо е да се приготви разтвор, съдържащ 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl и 0,24 mol K 2 SO 4 в 1 литър. Как да направите това, като имате на разположение само натриев хлорид, калиев хлорид и натриев сулфат? Определете степента на протолиза на оцетна, циановодородна и азотна киселина в децимоларни, центомоларни и милимоларни разтвори. Степента на протолиза на маслената киселина в 0,2 М разтвор е 0,866%. Определете киселинната константа на това вещество. При каква концентрация на разтвора степента на протолиза на азотистата киселина ще бъде 0,2? Колко вода трябва да се добави към 300 ml 0,2 М разтвор на оцетна киселина, за да се удвои степента на киселинна протолиза? Определете степента на протолиза на хипохлорната киселина, ако в разтвора й pH = 6. Каква е концентрацията на киселина в този разтвор? pH на разтвора е 3. Каква трябва да бъде концентрацията на а) азотна киселина, б) оцетна киселина за това? Как трябва да се промени концентрацията на а) оксониеви йони, б) хидроксидни йони в разтвор, така че pH на разтвора да се увеличи с единица? Колко оксониеви йони се съдържат в 1 ml разтвор при pH = 12? Как ще се промени pH на водата, ако към 10 литра от нея се добавят 0,4 g NaOH? Изчислете концентрациите на оксониеви йони и хидроксидни йони, както и стойностите на водородните и хидроксидните индекси в следните водни разтвори: а) 0,01 М разтвор на HCl; b) 0,01 М разтвор на CH3COOH; в) 0,001 М разтвор на NaOH; г) 0,001 М разтвор на NH3. Използвайки стойностите на продуктите за разтворимост, дадени в приложението, определете концентрацията и масовата част на разтворените вещества в разтвор на а) сребърен хлорид, б) калциев сулфат, в) алуминиев фосфат. Определете обема вода, необходим за разтваряне на бариев сулфат с тегло 1 g при 25 o C. Каква е масата на среброто под формата на йони в 1 литър разтвор на сребърен бромид, наситен при 25 o C? Какъв обем от разтвор на сребърен сулфид, наситен при 25 o C, съдържа 1 mg разтворено вещество? Образува ли се утайка, ако равен обем от 0,4 М разтвор на KCl се добави към 0,05 М разтвор на Pb(NO 3) 2? Определете дали ще се образува утайка след изливане на 5 ml 0,004 M разтвор на CdCl 2 и 15 ml 0,003 M разтвор на КОН. На ваше разположение са следните вещества: 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. 2H2O, CO2, N2, Ba(OH)2. 8H2O, AgNO3. За всяко от тези вещества, на отделна карта, отговорете на следните въпроси: 1) Какъв е типът структура на това вещество при нормални условия (молекулярна или немолекулна)? 2) В какво агрегатно състояние е това вещество при стайна температура? 3) Какъв тип кристали образува това вещество? 4) Опишете химичната връзка в това вещество. 5) Към кой клас според традиционната класификация принадлежи това вещество? 6) Как това вещество взаимодейства с водата? Ако се разтваря или реагира, дайте химическото уравнение. Можем ли да обърнем този процес? Ако го направим, тогава при какви условия? Какви физични величини могат да характеризират състоянието на равновесие в този процес? Ако дадено вещество е разтворимо, как може да се увеличи неговата разтворимост? 7) Възможно ли е да се извърши реакцията на това вещество със солна киселина? Ако е възможно, при какви условия? Дайте уравнението на реакцията. Защо се получава тази реакция? Тя обратима ли е? Ако е обратимо, тогава при какви условия? Как да увеличим добива при тази реакция? Какво ще се промени, ако използваме сух хлороводород вместо солна киселина? Дайте съответното уравнение на реакцията. 8) Възможно ли е да се извърши реакцията на това вещество с разтвор на натриев хидроксид? Ако е възможно, при какви условия? Дайте уравнението на реакцията. Защо се получава тази реакция? Тя обратима ли е? Ако е обратимо, тогава при какви условия? Как да увеличим добива при тази реакция? Какво ще се промени, ако се използва суха NaOH вместо разтвор на натриев хидроксид? Дайте съответното уравнение на реакцията. 9) Дайте всички познати ви методи за получаване на това вещество. 10) Дайте всички известни на вас имена на това вещество. Когато отговаряте на тези въпроси, можете да използвате всяка справочна литература. Скорошни статии в раздела: