Константа на киселост на хлороводородна киселина. Киселост и базичност во водата

Самојонизација на водата

Водата, дури и по повторна дестилација, ја задржува способноста да спроведува електрична енергија. Оваа способност на водата се должи на нејзината самојонизација.

$2H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$

Термодинамичката константа на рамнотежа има форма:

Слика 1.

каде $a_X^(rel)=\frac(a_X^(еднакво))(a_X^0)$ е релативната активност на честичката $X$ во системот за рамнотежа;

$aX^(еднакво)$ - апсолутна активност на честичката $X$ во системот за рамнотежа;

$(a_x)^0$ - апсолутна активност $X$ во термодинамичката состојба на системот.

Релативната активност на водата во рамнотежа е практично еднаква на единството, бидејќи степенот на реакција е многу мал (ако теоретски нејонизираната вода се земе како стандардна состојба.

Коефициентите на активност на јоните $OH^-$ и $H_3O^+$ ќе бидат блиску до единството во чиста вода. Рамнотежата на реакцијата е силно поместена налево. Релативните активности на $OH^-$ и $H_3O^+$ се практично еднакви на нивните моларни концентрации. Каде

$(K_a)^0 \sim K_(автоматско) = $

каде што $ и $ се моларни концентрации;

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

Во чиста вода, концентрациите на $ и $ ќе бидат еднакви, така што

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

За полесно пресметување, концентрацијата е означена како негативен логаритам, означен како $pH$:

$pH=-lg$

Вредностите на $pH $ за чиста вода се $7 $, во киселите раствори $ pH $ 7 $.

Дисоцијација на киселина и константа на киселост

За киселината $AH$, дисоцијацијата може да се изрази со равенката:

$AH + H_2O ↔ A^- + H_3O^+$

Во состојба на рамнотежа, релативната густина на водата незначително се менува при преминување од една киселина во друга, а со бесконечно разредување се приближува до нула. Затоа, се користи константата на термодинамичка киселост $K_a^0$ ($AH$).

Односот на коефициентите на активност е ист за сите киселини и е еднаков на еден ако процесите се одвиваат во разредени раствори.

Потоа, во разреден воден раствор, константата на киселост $Ka (AH$) се користи како мерка за јачината на киселината, која може да се одреди со формулата:

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

Формулата ја прикажува моларната концентрација на честичките на фиксна температура $(25^\circ \C)$ во состојба на рамнотежа.

Колку е поголема константата на киселост, толку е поголем степенот на дисоцијација, толку е посилна киселината. За пресметки и карактеристики на киселоста се користи негативниот логаритам на константата на киселост $pKa$.

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

Колку е поголема вредноста на константата на киселост, толку е послаба киселината.

Вредноста на константата на киселост е еднаква на вредноста $pH$ на растворот при кој киселината ќе се јонизира за половина:

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

Вредноста што ја карактеризира киселоста на молекулите на водата во воден раствор е:

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

Така, на температура од $25^\circ C$, $pKa (H_2O) = 15,7$. Оваа вредност ја карактеризира киселоста на молекулите на водата во растворот.

За јонот на хидроксониум $pKa (H_3O^+) = pK_(автоматски) - pKa = 14-15.7 = -1.7.$

Вредностите на $pKa$ се табеларни податоци. Меѓутоа, за киселините со $pKa 0$ податоците од табелата ќе бидат неточни.

Можно е да се одредат константите на киселоста во водата со директно мерење на концентрациите на $A^-$ и $AH$ само кога дисоцијацијата на киселината се случува барем до одреден степен, дури и едвај забележлива.

Ако киселината е многу слаба, што практично не се дисоцира, тогаш концентрацијата на $A^-$ не може точно да се измери. Ако, напротив, киселината е толку силна што речиси целосно се дисоцира, тогаш е невозможно да се измери концентрацијата на $AH$. Во овој случај, ќе се користат индиректни методи за одредување на киселоста.

Константа на базната јонизација

За да ја изразиме константата на дисоцијација на база во вода, ја користиме равенката:

$B + H_2O ↔ BH^+ + OH^-$

Константата на основаноста е:

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

Неодамна, константите на базичност практично не се користат во пресметките, бидејќи константата на киселост на конјугирана киселина може да се користи за да се добијат сите потребни информации за базата $BH^+.$

$BH^+ + H_2O ↔ B + H_3O^+$

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

Константата на киселост на киселина ќе биде мерка за јачина:

• $AH$ или $BH^+$ како донатори на протон;
• $A^-$ или $B$ како акцептори на протони;
• силна киселина $AH$ или $BH^+$ одговара на слаба конјугирана база $A^-$ или $B$, а потоа $pKa$ е мала или негативна;
• силна база $A^-$ или $B$ одговара на слаба киселина $AH$ или $BH^+$ и константата на киселост ќе биде позитивна

Можно е директно да се измери јачината на киселините или базите само во тесен опсег од $pKa (BH^+).$ Надвор од интервалот, базичноста ќе се одредува со индиректни методи. Вредностите на $pka (BH^+)$ надвор од опсегот од $-2$ до $17$ ќе бидат неточни.

Корелација помеѓу структурата и јачината на киселините

Релативната јачина на киселините може да се предвиди врз основа на природата на централниот атом и структурата на киселинската молекула.

Јачината на киселината без кислород $HX$ и $H_2X$ (каде $X$ е халоген) е поголема, толку е послаба врската $X-H$, односно, толку е поголем радиусот на атомот $X$.

Во серијата $HF - HCl - HBr - HI$ и $H_2S - H_2Se - H_2Te$, јачината на киселините се зголемува.

За киселините што содржат кислород, колку е посилна вредноста на m во соединението $E(OH)nOm$, толку е посилна киселината.

Така, според оваа теорија Киселина е секоја супстанција чии молекули (вклучувајќи јони) се способни да донираат протон, т.е. да биде донатор на протон; Основа е секоја супстанција чии молекули (вклучувајќи јони) се способни да прикачат протон, т.е. да биде акцептор на протон; Амфолит е секоја супстанција која е и донатор и примател на протони.

Оваа теорија ги објаснува киселинско-базните својства не само на неутралните молекули, туку и на јоните. Киселина, донирајќи протон, се претвора во база, која е конјугирана со оваа киселина. Концептите „киселина“ и „база“ се релативни концепти, бидејќи истите честички - молекули или јони - можат да покажат и основни и кисели својства, во зависност од партнерот.

Во протолитичка рамнотежа, се формираат киселинско-базни парови. Според протонската теорија, реакциите на хидролиза, јонизација и неутрализација не се сметаат за посебен феномен, туку се сметаат за вообичаен премин на протоните од киселина во база.

Честичката А настанала по одвојувањето на водородниот јон

pH вредност

Водата како слаб електролит се подложува на јонизација во мала мера:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Јоните во воден раствор се подложени на хидратација (aq.)

Водата се карактеризира со протолитска амфотеричност. Реакцијата на самојонизација (автопротолиза) на водата, при која протон од една молекула на вода (киселина) преминува во друга молекула на вода (база), е опишана со равенката:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH -.

Константата на рамнотежа на автопротолизата на водата е еднаква на:

Законот за масовно дејство се применува на константата на јонизација:

каде што а е активност.

За краткост, наместо H 3 O + во киселинско-базната рамнотежа, пишуваме

Бидејќи водата е во раствор во голем вишок и се подложува на јонизација во мала мера, може да се забележи дека нејзината концентрација е константна и еднаква на 55,6 mol (1000 g: 18 g / mol = 56 mol) на литар вода.

Затоа, производот на K и (H 2 O) и концентрацијата на вода е 1,8 10 -16 mol / l 55,6 mol / l \u003d 10 -14 mol 2 / l 2. Така, \u003d 10 -14 (на 25 ° C) е константна вредност, означува Kwи се јави константа на автопротолиза на вода. Понекогаш тие користат застарено име - јонски производ на вода.

Растворите во кои концентрацијата на водородни јони и јони на хидроксид се исти се нарекуваат неутрални раствори = = = 10 -7 mol / l. Во кисели раствори > , > 10 -7 mol / l, а во алкални > , > 10 -7 mol / l.

За едноставност, pH вредноста се зема како основа - децимален логаритам на концентрацијата на водородни јони, земен со спротивен знак: pH \u003d -lg.

Интересни факти:

Повреда на состојбата на изохидрија ( pH константност) забележано кај кардиоваскуларни заболувања, со исхемија, дијабетес мелитус (се развива ацидоза). Киселинско-базната рамнотежа се одржува со дишење, мокрење, потење. Овие системи работат бавно, а непосредната неутрализација на киселинските и алкалните метаболички производи се врши од тампон системи на телото. Состојбата на изохидрија се обезбедува со заедничко дејство на голем број физичко-хемиски и физиолошки механизми. Пуферирачкото дејство се обезбедува со комбинирање на неколку протолитички рамнотежи.

Јачината на киселините се одредува според нивната способност да донираат протон.Мерката за оваа способност е константа на киселост (Ka).

Колку е поголема константата на киселост, толку е посилна киселината.На пример, оцетната киселина е посилна од цијановодородна киселина, бидејќи Ka (CH 3 COOH) \u003d 1,74 10 -5, Ka (HCN) \u003d 1 10 -9. За погодност на пресметките и запишувањето, тие често ги користат не самите константи, туку нивните негативни децимални логаритми: pKa = -lgKa. Се нарекува pKa вредноста јачина на киселина.Колку е поголема вредноста на pKa, толку е послаба киселината.

Силните киселини речиси целосно го донираат својот протон на молекулите на водата, така што киселината присутна во растворот е всушност хидрониум јонот.

Во овој поглед, при пресметување на pH на раствор на силна монобазна киселина, концентрацијата на протоните се изедначува со концентрацијата на киселината

в(H 3 O +) = в(HB).

Во растворите на слаби киселини, концентрацијата на јони на хидрониум е многу помала од концентрацијата на киселината. Се пресметува врз основа на

двата дела од оваа равенка даваат формула за пресметување на pH на растворите на слаби киселини: pH = 0,5 (pKa - lg в(HB)).

Видови протолитички реакции.

МУ „Решенија“ стр 52-55

Автопротолиза на вода. Јонски производ на вода.МУ „Решенија» страна 56

Мал дел од молекулите на водата е секогаш во јонска состојба, иако е многу слаб електролит. Јонизацијата и понатамошната дисоцијација на водата, како што веќе беше споменато, е опишана со равенката на протолитичката реакција на киселинско-базната диспропорција или автопротолиза.

Водата е многу слаб електролит, па оттука добиената конјугирана киселина и конјугирана база се силни. Затоа, рамнотежата на оваа протолитичка реакција е поместена налево.

Константата на оваа рамнотежа K е еднаква на =

Квантитативната вредност на производот од концентрацијата на водни јони × е јонски производ на вода.

Тоа е еднакво на: × = K еднакво. × 2 = 1 × 10 - 14

Затоа: K H 2O \u003d × \u003d 10 - 14 или поедноставен K H 2O \u003d × \u003d 10 - 14

K H 2 O е јонски производ на водата, константа на автопротолиза на водата или едноставно константа на водата. K H 2 O зависи од температурата. Како што се зголемува температурата, таа се зголемува.

Во хемиски чиста вода = = = 1×10 – 7 . Ова е неутрална средина.

Во растворот може да има > - медиумот е кисел или< – среда щелочная

= ; =

pH вредност

За да се измери киселоста на растворите, користете индекс на концентрација на водородни јони pH вредност.

Водородниот индекс е вредност еднаква на негативниот децимален логаритам на концентрацијата на слободните водородни јони во растворот.

pH = – lg ⇒ = 10 – pH

Во неутрална средина, pH = 7

На кисела pH вредност< 7

Во алкална pH > 7

За да се карактеризира базичноста на медиумот, се користи хидроксилниот индекс pOH.

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

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

Формули за пресметување на pH за раствори на киселини и бази.

pH = – lg

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

Да се ​​пресмета pH на раствор на HCl со С(HCl) = 0,1 mol/l под услов негова целосна дисоцијација.

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

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

Пресметајте ја pH вредноста на растворот на NaOH под исти услови.

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

3. Слаби киселини

Да се ​​пресмета pH на раствор од оцетна киселина со моларна концентрација од 0,5 mol/l. До CH 3COOH \u003d 1,8 × 10 - 5.

3×10 - 3

pH \u003d - lg 3 × 10 - 3 \u003d 2,5

4. Слаби основи

Пресметајте ја pH вредноста на растворот на амонијак со моларна концентрација од 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

Постојат различни методи за одредување на pH: со помош на индикатори и јономерни уреди.

рН вредност за хемиски реакции и биохемиски процеси на телото.

Многу реакции за да продолжат во одредена насока бараат строго дефинирана pH вредност на медиумот.

Нормално, во здраво тело, реакцијата на околината на повеќето биолошки течности е блиску до неутрална.

Крв - 7,4

Плунка - 6,6

Цревен сок - 6,4

Жолчка - 6,9

Урина - 5,6

Гастричен сок: а) во мирување - 7.3

б) во состојба на варење - 1,5-2

Отстапувањето на рН од нормата има дијагностичка (определување на болеста) и прогностичка (тек на болеста).

Ацидозата е поместување на pH на киселинската страна, pH се намалува, концентрацијата на водородни јони се зголемува.

Алкалоза - pH се префрла во алкалниот регион, pH се зголемува, концентрацијата на водородни јони се намалува.

Привремено отстапување на pH вредноста на крвта од нормата за десетинки доведува до сериозни нарушувања во телото. Долготрајните флуктуации на pH вредноста на крвта може да бидат фатални. Отстапувањата во pH вредноста на крвта може да бидат 6,8 - 8, промените надвор од овој интервал во која било насока се некомпатибилни со животот.

Комбинирани и изолирани протолитички рамнотежи.

Протолитичките процеси се реверзибилни реакции. Протолитичките рамнотежи се пристрасни кон формирање на послаби киселини и бази. Тие може да се гледаат како конкуренција помеѓу бази со различна јачина за поседување на протон. Тие зборуваат за изолирани и комбинирани рамнотежи.

Ако неколку истовремено постоечки рамнотежи се независни една од друга, тие се нарекуваат изолирани. Поместувањето на рамнотежата кај еден од нив не повлекува промена во положбата на рамнотежа кај другиот.

Ако промената на рамнотежата кај еден од нив води до промена на рамнотежата во другата, тогаш зборуваме за комбинирани (конјугирани, конкурентни) рамнотежи. Доминантен процес во системите со комбинирана рамнотежа е оној кој се карактеризира со поголема вредност на константата на рамнотежата.

Вториот процес ќе биде доминантен, бидејќи неговата константа на рамнотежа е поголема од константата на рамнотежа на првиот процес. Рамнотежата во вториот процес е поместена надесно во поголема мера, бидејќи метиламинот е посилна база од амонијакот, NH 4 + е посилна киселина од CH 3 NH 3 +.

Заклучок: Посилната база ја потиснува јонизацијата на послабата база. Затоа, кога мала количина на хлороводородна киселина се додава во мешавина од амонијак и метиламин, метиламин главно ќе претрпи протонација.

И исто така: најсилната киселина ја потиснува јонизацијата на слабите киселини. Значи, хлороводородна киселина, која се наоѓа во гастричниот сок, ја инхибира јонизацијата на оцетна киселина (доаѓа со храна) или ацетилсалицилна киселина (лек).

______________________________________________________________

Во општиот случај, во согласност со протолитичката теорија Бронстед-Лоури, според равенката (4.2), имаме за дисоцијација на слаба монобазна киселина:

Вистинска термодинамичка константа Дооваа рамнотежа ќе

каде што сите активности се рамнотежни. Да го претставиме овој сооднос во форма:

Означете, како и во претходниот случај, производ на две константи Дои a (H 2 O) преку (H 2 O) \u003d состојат во Т=конст. Потоа

или приближно:

каде што сите концентрации се во рамнотежа. Еве ја вредноста До аповикани киселинска дисоцијација (јонизација) константа или едноставно константа на киселост.

За многу слаби киселини, нумеричките вредности До асе многу мали, па наместо До асе применуваат индикатор за јачина (или само индикатор):

РК а =- lg До а .

Повеќе До а(т.е., колку е помала стр До а ), толку е посилна киселината.

Нека почетната концентрација на монобазна киселина HB е еднаква на степенот на нејзината дисоцијација (јонизација) во растворот. Тогаш рамнотежните концентрации на јоните [Н 3 О + ] и [В - ] ќе бидат еднакви на [Н 3 О + ] = [В - ] = ас а , рамнотежна концентрација на киселина [HB] = Со а - α Со а = Со а(1 - α). Заменувајќи ги овие вредности на концентрациите на рамнотежа во изразот за константата на рамнотежа (4.10), добиваме:

Ако наместо концентрација Со акористете го неговиот реципрочен В- разредување (разредување), изразено во l / mol, V=1/Со а , потоа формулата за До аќе изгледа вака:

Овој сооднос, како и изразот

опишете закон за разредување (или закон за разредување) на Оствалдза слаб бинарен електролит. За a1 (типичен случај во многу аналитички системи)

Лесно е да се покаже дека, во општиот случај, за слаб електролит од кој било состав K n A m, кој се распаѓа на јони според шемата

K n A m = ПДо t+ +tНО n -

Оствалдовиот закон за разредување е опишан со релацијата

каде Со- почетната концентрација на слаб електролит, на пример, слаба киселина. Значи, за ортофосфорна киселина H 3 RO 4 (П = 3,

т= 1), кој вкупно се распаѓа на јони според шемата

.

За бинарен електролит, односот се претвора во (4.11). За a1 имаме:

Дозволете ни да ја најдеме рамнотежната вредност на pH на растворот на монобазна киселина HB. Рамнотежна концентрација на водородни јони

Користејќи ја ознаката и добиваме:

pH = 0,5 (стр До а+стр Со а). (4.12)

Така, за да се пресмета рамнотежната pH вредност на растворот на слаба монобазна киселина, неопходно е да се знае константата на киселост на оваа киселина До аи неговата почетна концентрација Со а .

Да се ​​пресмета pH на раствор на оцетна киселина со почетна концентрација од 0,01 mol/L.

На собна температура за оцетна киселина До а = 1,74 10 -5 и стр До а = 4,76.

Според формулата (4.12), можеме да напишеме:

pH = 0,5 (стр До а+стр Со а) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

Слично размислување може да се направи и за рамнотежа во раствор на кој било слаб мултибазиченкиселини.

Полибазни киселини се дисоцираат во јони постепено, во неколку фази, од кои секоја се карактеризира со сопствена константа на рамнотежа константа на дисоцијација на киселина во чекор.Така, на пример, во растворите на ортоборна киселина H 3 BO 3, се воспоставуваат рамнотежа (вредностите на константите се дадени за 25 ° C):

H 3 BO 3 + H 2 O \u003d H 3 O + +, До 1 =

H 2 O \u003d H 3 O + +, До 2 =

H 2 O \u003d H 3 O + +, До 3 =

Константата на дисоцијација на киселината на секоја следна фаза е помала од константата на дисоцијација на претходната фаза - обично за неколку реда на големина.

Производот на сите константи на дисоцијација во чекор е еднаков на вкупната константа на дисоцијација на киселина K:

До 1 До 2 ...ДО П = К.

Така, лесно е да се види дека за ортоборна киселина вредноста

До 1 До 2 До 3 =К=

е вкупната константа на дисоцијација на киселина според шемата:

4.3.2 Константа на базичност и pH на растворите на слаби бази

Во согласност со протолитичката теорија на киселини и бази на Бронстед-Лоури, во општиот случај, за јонизација на една киселина слаба база Б во водени раствори, може да се напише:

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

Ако степенот на јонизација на базата е a1, тогаш константата на концентрација може да се земе како константа на оваа хемиска рамнотежа

Постапувајќи слично на претходниот, добиваме:

До = = К б = const кога Т= конст

како производ на две константи До\u003d конст и [H 2 O] \u003d конст.

Да ја наречеме количината К б , еднакви, според тоа,

К б = , (4.13)

константа на дисоцијација (јонизација) на слаба единечна киселинска базаилисамо константа на базичностоваа основа и вредноста

стр К б = К б ,

Индикатор за јачина (или едноставно показател) на константата на базичност.

Според законот за разредување на Оствалд во предметот што се разгледува (слично на односот (4.11))

К б =,

каде е степенот на јонизација на една киселинска слаба база и е нејзината почетна концентрација. Бидејќи за слаба основа a1, тогаш

Дозволете ни да ја најдеме рамнотежната pH вредност на воден раствор на монокиселинската база што се разгледува на собна температура. Во согласност со формулата (4.7) имаме:

pH = стр До w - rOH = 14 - rOH.

Дозволете ни да ја одредиме вредноста на pOH = [OH - ]. Очигледно

[OH -] = =

Користење на индикатори pON = [OH - ], стр До б = К би

стр = , добиваме: pOH = 0,5 (стр До б+ стр). Заменувајќи го овој израз во горната формула за pH, доаѓаме до врската

pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0,5 (стр До б+ стр).

Значи, рамнотежната pH вредност во раствор од слаба единечна киселинска база може да се пресмета со формулата (4.15):

pH = 14 - 0,5 (стр До б+ стр). (4.15)

Пресметајте ја pH вредноста во 0,01 mol/l воден раствор на амонијак, за кој на собна температура До б= и стр До б = 4,76.

Во воден раствор на амонијак се воспоставува рамнотежа:

кој најмногу се поместува налево, така што степенот на јонизација на амонијакот е . Затоа, за да ја пресметате pH вредноста, можете да ја користите релацијата (4.15):

pH = 14 - 0,5 (стр До б+ стр) =

Слично размислување може да се спроведе за секој слаб поликиселинаоснови. Точно, во овој случај се добиваат понезгодни изрази.

Слабите поликиселински бази, како слабите полибазни киселини, се дисоцираат во чекори, а секој чекор на дисоцијација има и своја постепена константа на дисоцијација на базата - константа на базичност на чекор.

Така, на пример, оловниот хидроксид Pb (OH) 2 во водени раствори се распаѓа на јони во две фази:

Истата рамнотежа може да се напише на друг начин, придржувајќи се (во рамките на протолитичката теорија) до дефиницијата за база како супстанца што прикачува протон, во овој случај, го прифаќа од молекула на вода:

Во овој случај, константите на основите на чекор може да се претстават како:

Со таков запис за овие рамнотежи, се претпоставува дека протонот од молекулата на водата преминува во хидроксилната група со формирање на молекулата на водата (), како резултат на што бројот на молекули на вода во близина на атомот на олово (II) се зголемува за еден, а бројот на хидроксилни групи поврзани со атом на олово (II), исто така се намалува за еден на секој чекор на дисоцијација.

Работа До 1 До 2 =К=[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =

2.865 каде До- константа на целосна дисоцијација според шемата

или според друга шема

што на крајот доведува до истиот резултат.

Друг пример е органската база етилендиамин што се подложува на јонизација во воден раствор во два чекори. Прва фаза:

Втор чекор:

Работа -

вкупна константа на дисоцијација. Се совпаѓа со рамнотежата

Нумеричките вредности на константите на рамнотежа се дадени погоре за собна температура.

Како и во случајот со полибазни киселини, за слаба поликиселинска база, константата на дисоцијација на секој следен чекор е обично неколку реда на големина помала од константата на дисоцијација од претходниот чекор.

Во табелата. 4.2 ги прикажува нумеричките вредности на константите на киселост и базичност на некои слаби киселини и бази.

Табела 4.2. Вистински термодинамички константи на јонизација во водени раствори на некои киселини и бази.

До а- константа на киселост, До б- константа на базичност,

До 1 - константа на дисоцијација за првата фаза,

До 2 - константа на дисоцијација за втората фаза итн.

Константи на дисоцијација на слаби киселини
Киселина	До а	Р До а=-lg До а
азотни Аминооцет бензоик борна (ортоборна) Тетраборнаја Поглавје 20 20.1. Закон за дејствување на маси Се запознавте со законот за дејство на масата со проучување на рамнотежата на реверзибилните хемиски реакции (Поглавје 9 § 5). Потсетиме дека на константна температура за реверзибилна реакција аА+ бБ г D+ ѓФ законот за масовно дејство се изразува со равенката Знаете дека кога се применува законот за масовно дејство, важно е да се знае во каква состојба на агрегација се супстанциите кои учествуваат во реакцијата. Но, не само тоа: бројот и односот на фазите во даден хемиски систем е важен. Според бројот на фази, реакциите се делат на хомофазен, и хетерофаза.Меѓу хетерофазните, цврста фазареакции. Хомофазна реакцијаХемиска реакција во која сите учесници се во иста фаза. Таквата фаза може да биде мешавина од гасови (гасна фаза), или течен раствор (течна фаза). Во овој случај, сите честички кои учествуваат во реакцијата (A, B, D и F) имаат способност да вршат хаотично движење независно една од друга, а реверзибилната реакција продолжува низ целиот волумен на реакциониот систем. Очигледно, таквите честички можат да бидат или молекули на гасовити материи, или молекули или јони кои формираат течност. Примери за реверзибилни хомофазни реакции се реакциите на синтеза на амонијак, согорување на хлор во водород, реакција помеѓу амонијак и водород сулфид во воден раствор итн. Ако барем една супстанција што учествува во реакцијата е во различна фаза од останатите супстанции, тогаш реверзибилната реакција продолжува само на интерфејсот и се нарекува реакција на хетерофаза. хетерофазна реакција- хемиска реакција, чии учесници се во различни фази. Реверзибилните хетерофазни реакции вклучуваат реакции кои вклучуваат гасовити и цврсти материи (на пример, распаѓање на калциум карбонат), течни и цврсти супстанции (на пример, таложење од раствор на бариум сулфат или реакција на цинк со хлороводородна киселина), како и гасовити и течни материи. Посебен случај на хетерофазни реакции се реакциите во цврста фаза, односно реакции во кои сите учесници се цврсти материи. Всушност, равенката (1) важи за секоја реверзибилна реакција, без разлика на која од наведените групи припаѓа. Но, во хетерофазна реакција, рамнотежните концентрации на супстанциите во подредена фаза се константи и може да се комбинираат во константа на рамнотежа (види Поглавје 9 § 5). Значи, за хетерофазна реакција аА g+ бБ кр г D r+ ѓ F kr законот за масовно дејство ќе биде изразен со релацијата Видот на овој сооднос зависи од тоа кои супстанции кои учествуваат во реакцијата се во цврста или течна состојба (течност, ако останатите супстанции се гасови). Во изразите на законот за дејство на масата (1) и (2), формулите на молекули или јони во квадратни загради значат рамнотежна концентрација на овие честички во гас или раствор. Во овој случај, концентрациите не треба да бидат големи (не повеќе од 0,1 mol/l), бидејќи овие соодноси важат само за идеални гасови и идеални раствори. (При високи концентрации, законот за масовно дејство останува валиден, но наместо концентрација, треба да се користи друга физичка количина (т.н. активност), која ги зема предвид интеракциите помеѓу честичките или растворите на гасот. Активноста не е пропорционална со концентрацијата ). Законот за масовно дејство е применлив не само за реверзибилни хемиски реакции, туку многу реверзибилни физички процеси исто така го почитуваат, на пример, меѓусебната рамнотежа на поединечни супстанции за време на нивниот премин од една состојба на агрегација во друга. Значи, реверзибилниот процес на испарување - кондензација на водата може да се изрази со равенката H 2 O f H 2 O g За овој процес, можеме да ја напишеме равенката на константата на рамнотежа: Добиениот сооднос го потврдува, особено, тврдењето познато од физиката дека влажноста на воздухот зависи од температурата и притисокот. 20.2. Константа на автопротолиза (јонски производ) Друга примена на законот за масовно дејство што ви е позната е квантитативниот опис на автопротолизата (Поглавје X § 5). Дали знаете дека чистата вода е во рамнотежа на хомофазата? 2H 2 OH 3 O + + OH - за чиј квантитативен опис можете да го користите законот за масовно дејство, чиј математички израз е константа на автопротолиза(јонски производ) од вода Автопротолизата е карактеристична не само за водата, туку и за многу други течности, чии молекули се меѓусебно поврзани со водородни врски, на пример, за амонијак, метанол и водород флуорид: 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - К(NH 3) = 1,91. 10 –33 (на –50 o С); 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - К(CH 3 OH) = 4,90. 10–18 (на 25 o C); 2HF H 2 F + + F - К(HF) = 2,00 . 10–12 (на 0 o C). За овие и многу други супстанции познати се константи на автопротолиза, кои се земаат предвид при изборот на растворувач за различни хемиски реакции. Симболот кој често се користи за означување на константата на автопротолиза е К С. Константата на автопротолиза не зависи од теоријата во која се разгледува автопротолизата. Вредностите на константите на рамнотежа, напротив, зависат од усвоениот модел. Ќе го потврдиме ова со споредување на описот на автопротолизата на водата според протолитичката теорија (лева колона) и според застарената, но сè уште широко користена теорија на електролитичка дисоцијација (десна колона): Според теоријата на електролитичка дисоцијација, се претпоставуваше дека молекулите на водата делумно се дисоцираат (разградуваат) на водородни јони и јони на хидроксид. Теоријата не ги објасни ниту причините, ниту механизмот на ова „распаѓање“. Името „константа на автопротолиза“ обично се користи во протолитичката теорија, а „јонски производ“ во теоријата на електролитичка дисоцијација. 20.3. Константи на киселост и базичност. Индикатор за водород Законот за масовно дејство се користи и за квантифицирање на киселинско-базните својства на различни супстанции. Во протолитската теорија за ова се користат константи на киселост и базичност, а во теоријата на електролитичка дисоцијација - константи на дисоцијација. Како протолитичката теорија ги објаснува киселинско-базните својства на хемикалиите, веќе знаете (гл. XII § 4). Ајде да го споредиме овој пристап со пристапот на теоријата на електролитичка дисоцијација користејќи го примерот на реверзибилна хомофазна реакција со вода од цијановодородна киселина HCN, слаба киселина (лево - според протолитичката теорија, десно - според теоријата на електролитичка дисоцијација): HCN + H 2 O H 3 O + + CN - К К(HCN) = К Ц. == 4,93. 10-10 mol/l HCN H + + CN - Константа на рамнотежа К Цво овој случај се нарекува константа на дисоцијација(или константа на јонизација), означено Дои е еднаква на константата на киселост во протолитичката теорија. К = 4,93. 10-10 mol/l Степенот на протолиза на слаба киселина () во теоријата на електролитичка дисоцијација се нарекува степен на дисоцијација(ако само оваа теорија ја смета дадената супстанција како киселина). Во протолитската теорија, за карактеризирање на базата, можете да ја користите нејзината константа на базичност, или можете да се справите со константата на киселост на конјугираната киселина. Во теоријата на електролитичка дисоцијација, само супстанциите што се дисоцираат во раствор во катјон и јони на хидроксид се сметаа за бази, затоа, на пример, се претпоставуваше дека растворот на амонијак содржи „амониум хидроксид“, а подоцна - амонијак хидрат NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - K O (NH 3) \u003d К Ц . = 1.74. 10-5 mol/l NH3. H 2 O NH 4 + + OH - Константа на рамнотежа К Ци во овој случај се нарекува константа на дисоцијација, означена Дои е еднаква на константата на базичност. К = 1,74. 10-5 mol/l Во оваа теорија не постои концепт на конјугирана киселина. Амониумскиот јон не се смета за киселина. Киселата средина во растворите на амониумовите соли се објаснува со хидролиза. Уште потешко во теоријата на електролитичка дисоцијација е описот на основните својства на други супстанции кои не содржат хидроксили, на пример, амини (метиламин CH 3 NH 2, анилин C 6 H 5 NH 2 итн.). За да се карактеризираат киселинските и основните својства на растворите, се користи друга физичка количина - pH вредност(означено со pH, прочитајте „ph“). Во рамките на теоријата на електролитичка дисоцијација, водородниот индекс беше одреден на следниов начин: pH = –lg Попрецизна дефиниција, земајќи го предвид отсуството на водородни јони во растворот и неможноста да се земат логаритми на мерни единици: pH = -lg () Поправилно би било оваа вредност да се нарече „оксониум“, а не pH вредност, но ова име не се користи. Тој е дефиниран слично како водородот индекс на хидроксид(означено со pOH, прочитајте „pe oash“). pOH = -lg () Многу често не се ставаат кадрави загради што ја означуваат нумеричката вредност на количината во изразите за индексите на водород и хидроксид, заборавајќи дека е невозможно да се земе логаритамот на физичките величини. Бидејќи јонскиот производ на водата е константна вредност не само во чиста вода, туку и во разредени раствори на киселини и бази, индексите на водород и хидроксид се меѓусебно поврзани: K (H 2 O) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2 lg () = lg () + lg () = -14 pH + pOH = 14 Во чиста вода = = 10-7 mol/l, значи, pH = pOH = 7. Во киселински раствор (во кисел раствор) има вишок на јони на окониум, нивната концентрација е поголема од 10 -7 mol / l и, според тоа, pH вредност< 7. Во базен раствор (алкален раствор), напротив, има вишок на јони на хидроксид и, следствено, концентрацијата на јони на оксон е помала од 10-7 mol/l; во овој случај pH > 7. 20.4. Константа на хидролиза Во рамките на теоријата на електролитичка дисоцијација, реверзибилната хидролиза (хидролиза на соли) се смета како посебен процес, додека случаите на хидролиза се разликуваат соли на силна база и слаба киселина соли на слаба база и силна киселина и соли на слаба база и слаба киселина. Да ги разгледаме овие случаи паралелно во рамките на протолитската теорија и во рамките на теоријата на електролитичка дисоцијација. Сол на силна база и слаба киселина Како прв пример, земете ја хидролизата на KNO 2, сол на силна база и слаба монобазна киселина. K +, NO 2 - и H2O. NO 2 - е слаба база, а H 2 O е амфолит, затоа е можна реверзибилна реакција NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, чија рамнотежа е опишана со константата на базичност на нитритниот јон и може да се изрази во однос на константата на киселост на азотна киселина: K o (NO 2 -) \u003d Кога оваа супстанца се раствора, таа неповратно се дисоцира на K + и NO 2 - јони: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Со истовремено присуство на јони H + и NO 2 - во растворот, се јавува реверзибилна реакција H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Рамнотежата на реакцијата на хидролиза е опишана со константата на хидролиза ( К ч) и може да се изрази во однос на константата на дисоцијација ( Дод) азотна киселина: K h = К в . = Како што можете да видите, во овој случај константата на хидролиза е еднаква на константата на базичност на основната честичка. И покрај фактот дека реверзибилната хидролиза се јавува само во раствор, таа е целосно „потисната“ кога се отстранува водата, и затоа производите од оваа реакција не можат да се добијат, во рамките на теоријата на електролитичка дисоцијација, равенката за молекуларна хидролиза е исто така напишано: KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2 Како друг пример, земете ја хидролизата на Na 2 CO 3, сол на силна база и слаба двобазна киселина. Линијата на расудување овде е сосема иста. Во рамките на двете теории, се добива јонска равенка: CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH - Во рамките на протолитичката теорија се нарекува равенка за протолиза на карбонат јони, а во рамките на теоријата на електролитичка дисоцијација се нарекува јонска равенка на хидролиза на натриум карбонат. Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH Константата на базичност на карбонатниот јон во рамката на ТЕД се нарекува константа на хидролиза и се изразува преку „константата на дисоцијација на јаглеродната киселина во втората фаза“, односно преку константата на киселост на хидрокарбонатниот јон. Треба да се забележи дека под овие услови, HCO 3 - , бидејќи е многу слаба база, практично не реагира со вода, бидејќи можната протолиза е потисната со присуство на многу силни базни честички, јони на хидроксид, во растворот. Сол на слаба база и силна киселина Размислете за хидролиза на NH 4 Cl. Во рамките на ТЕД, тоа е сол на слаба монокиселинска база и силна киселина. Во растворот на оваа супстанца има честички: NH4+, Cl- и H2O. NH 4 + е слаба киселина, а H 2 O е амфолит, затоа е можна реверзибилна реакција NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, чија рамнотежа е опишана со константата на киселоста на амониумскиот јон и може да се изрази во однос на константата на базичност на амонијакот: K K (NH 4 +) \u003d Кога оваа супстанца се раствора, таа неповратно се дисоцира на јони NH 4 + и Cl -: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - Водата е слаб електролит и реверзибилно дисоцира: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3. H2O Додавајќи ги равенките на овие две реверзибилни реакции и донесување слични термини, ја добиваме равенката за јонска хидролиза NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ Рамнотежата на реакцијата на хидролиза е опишана со константата на хидролиза и може да се изрази во однос на константата на дисоцијација на амонијак хидрат: K h = Во овој случај, константата на хидролиза е еднаква на константата на киселост на амониумскиот јон. Константата на дисоцијација на амонијак хидрат е еднаква на константата на базичност на амонијакот. Молекуларна равенка на хидролиза (во рамките на TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl Друг пример за реакција на хидролиза на соли од овој тип е хидролизата на ZnCl2. Во растворот на оваа супстанца има честички: Zn2+ ак, Cl - и H2O. Цинк јоните се аквакации 2+ и се слаби катјонски киселини, а H 2 O е амфолит, па затоа е можна реверзибилна реакција 2= ​​+ H 2 O + + H 3 O + , чија рамнотежа е опишана со константата на киселост на аквакацијата на цинкот и може да се изрази во однос на константата на базичност на јонот на триаквахидроксозин: K K (2+) = = Кога оваа супстанца се раствора, таа неповратно се дисоцира на јони Zn 2+ и Cl-: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - Водата е слаб електролит и реверзибилно дисоцира: H 2 O H + + OH - Со истовремено присуство на јони OH - и Zn 2+ во растворот, се јавува реверзибилна реакција Zn 2+ + OH - ZnOH + Додавајќи ги равенките на овие две реверзибилни реакции и донесување слични термини, ја добиваме равенката за јонска хидролиза Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Рамнотежата на реакцијата на хидролиза е опишана со константата на хидролиза и може да се изрази во смисла на „константа на дисоцијација на цинк хидроксид во втората фаза“: K h = Константата на хидролиза на оваа сол е еднаква на константата на киселост на аквакацијата на цинкот, а константата на дисоцијација на цинк хидроксид во вториот чекор е еднаква на константата на базичност на + јонот. Јонот .+ е послаба киселина од јонот 2+, затоа практично не реагира со вода, бидејќи оваа реакција е потисната поради присуството на јони на окониум во растворот. Во рамките на ТЕД, оваа изјава звучи вака: „хидролизата на цинк хлорид во втората фаза практично не оди“ . Молекуларна равенка на хидролиза (во рамките на TED): ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl. Сол на слаба база и слаба киселина Со исклучок на амониумовите соли, таквите соли се генерално нерастворливи во вода. Затоа, да го разгледаме овој тип на реакции користејќи амониум цијанид NH 4 CN како пример. Во растворот на оваа супстанца има честички: NH 4 +, CN - и H 2 O. NH 4 + е слаба киселина, CN - е слаба база, а H 2 O е амфолит, затоа, можни се такви реверзибилни 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) Се претпочита последната реакција, бидејќи во неа, за разлика од првите две, се формираат и слаба киселина и слаба база. Токму оваа реакција претежно продолжува кога амониум цијанид се раствора во вода, но тоа е невозможно да се открие со промена на киселоста на растворот. Мало алкализација на растворот се должи на фактот дека втората реакција сè уште е нешто попожелна од првата, бидејќи константата на киселост на цијановодородната киселина (HCN) е многу помала од константата на базичност на амонијакот. Рамнотежата во овој систем се карактеризира со константа на киселост на цијановодородна киселина, константа на базичност на амонијакот и константа на рамнотежа на третата реакција: Од првата равенка ја изразуваме рамнотежната концентрација на цијановодородна киселина, а од втората равенка - рамнотежна концентрација на амонијак и овие количини ги заменуваме во третата равенка. Како резултат на тоа, добиваме Кога оваа супстанца се раствора, таа неповратно се дисоцира на јони NH 4 + и CN -: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - Водата е слаб електролит и реверзибилно дисоцира: H 2 O H + + OH - Со истовремено присуство на јони OH - и NH 4 + во растворот, се јавува реверзибилна реакција NH 4 + + OH - NH 3. H2O И со истовремено присуство на јони H + и CN -, продолжува друга реверзибилна реакција Додавајќи ги равенките на овие три реверзибилни реакции и донесување слични термини, ја добиваме равенката за јонска хидролиза NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN Формата на константата на хидролиза во овој случај е како што следува: K h = И може да се изрази во однос на константата на дисоцијација на амонијак хидрат и константата на дисоцијација на цијановодородна киселина: K h = Молекуларна равенка на хидролиза (во рамките на TED): NH 4 CN + H 2 O NH 3. H2O + HCN 20.5. Константа на растворливост (производ на растворливост) Процесот на хемиско растворање на цврста супстанца во вода (и не само во вода) може да се изрази со равенка. На пример, во случај на растворање на натриум хлорид: NaCl cr + ( n+м)H 2 O = + + - Оваа равенка експлицитно покажува дека најважната причина за растворање на натриум хлорид е хидратацијата на јоните на Na + и Cl -. Во заситен раствор, се воспоставува хетерофазна рамнотежа: NaCl cr + ( n+м)H 2 O + + - , кој го почитува законот за масовно дејствување. Но, бидејќи растворливоста на натриум хлоридот е доста значајна, изразот за константата на рамнотежа во овој случај може да се напише само со помош на активностите на јоните, кои се далеку од секогаш познати. Во случај на рамнотежа во раствор на слабо растворлива (или практично нерастворлива супстанција), изразот за константата на рамнотежа во заситен раствор може да се напише со користење на рамнотежни концентрации. На пример, за рамнотежа во заситен раствор на сребро хлорид AgCl cr + ( n+м)H 2 O + + - Бидејќи рамнотежната концентрација на вода во разреден раствор е речиси константна, можеме да напишеме K G (AgCl) = К Ц . n+м = . Истото поедноставено K G (AgCl) = или К G(AgCl) = Резултирачката вредност ( КГ) е именуван константи на хидратација(во случај на кој било, а не само воден раствор - константи на растворање). Во рамките на теоријата на електролитичка дисоцијација, рамнотежата во раствор на AgCl е запишана на следниов начин: AgCl cr Ag + + Cl - Соодветната константа се нарекува производ на растворливости се означува со буквите PR. PR(AgCl) = Во зависност од односот на катјоните и анјоните во единицата за формула, изразот за константата на растворливост (производ на растворливост) може да биде различен, на пример: Вредностите на константите на хидратација (производи на растворливост) на некои слабо растворливи супстанции се дадени во Додаток 15. Знаејќи го производот на растворливост, лесно е да се пресмета концентрацијата на супстанцијата во заситен раствор. Примери: 1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2- ПР (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 - ПР \u003d 2 \u003d 6.3. 10 –6 mol 3 /l 3 . 2 PR = (2) 2 = 4 3 в == = = 1,16. 10-2 mol/l. Ако, за време на хемиска реакција, во растворот се појават јони кои се дел од слабо растворлива супстанција, тогаш, знаејќи го производот на растворливост на оваа супстанца, лесно е да се одреди дали ќе се таложи. Примери: 1. Дали бакар хидроксид ќе таложи кога 100 ml од 0,01 M раствор на калциум хидроксид ќе се додаде на еднаков волумен од 0,001 M раствор на бакар сулфат? Cu 2+ + 2OH - Cu (OH) 2 Талог од бакар хидроксид се формира ако производот од концентрациите на јоните Cu 2+ и OH - е поголем од производот на растворливоста на овој слабо растворлив хидроксид. По истурање раствори со еднаков волумен, вкупниот волумен на растворот ќе стане двојно поголем од волуменот на секој од почетните раствори, па затоа, концентрацијата на секоја од супстанциите што реагираат (пред почетокот на реакцијата) ќе се преполови. Концентрацијата во добиениот раствор на бакарни јони c(Cu 2+) \u003d (0,001 mol / l): 2 \u003d 0,0005 mol / l. Концентрацијата на јони на хидроксид - c (OH -) \u003d (2. 0,01 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l. Производ на растворливост на бакар хидроксид PR \u003d 2 \u003d 5.6. 10–20 mol 3 /l 3. c(Cu 2+). ( в(OH -)) 2 \u003d 0,0005 mol / l. (0,01 mol / l) 2 \u003d 5. 10–8 mol 3 /l 3 . Производот на концентрација е поголем од производот на растворливост, така што ќе се формира талог. 2. Дали сребро сулфатот ќе таложи при истурање на еднакви волумени од 0,02 M раствор на натриум сулфат и 0,04 M раствор на сребро нитрат? 2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4 Концентрацијата во добиениот раствор на сребрени јони c (Ag +) \u003d (0,04 mol / l): 2 \u003d 0,02 mol / l. Концентрацијата во добиениот раствор на сулфатни јони c(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l. Производ на растворливост на сребро сулфат PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10–5 mol 3 /l 3 . Производот од концентрациите на јоните во растворот {в(Аг +)) 2. в(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol / l) 2. 0,01 mol / l \u003d 4. 10 –6 mol 3 /l 3 . Производот на концентрација е помал од производот на растворливост, така што не се формира талог. 20.6. Степен на конверзија (степен на протолиза, степен на дисоцијација, степен на хидролиза) Ефикасноста на реакцијата обично се оценува со пресметување на приносот на производот од реакцијата (Дел 5.11). Сепак, можете исто така да ја оцените ефикасноста на реакцијата со одредување кој дел од најважната (обично најскапата) супстанција се претворила во целниот производ на реакцијата, на пример, кој дел од SO 2 се претворил во SO 3 за време на производството на сулфур киселина, односно најдете степен на конверзијаоригинална супстанција. Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O хлорот (реагенсот) подеднакво се претвора во калиум хлорид и калиум хипохлорит. Во оваа реакција, дури и со 100% принос на KClO, степенот на претворање на хлорот во него е 50%. Количината позната за вас - степенот на протолиза (став 12.4) - е посебен случај на степенот на конверзија: Во рамките на ТЕД се нарекуваат слични количини степен на дисоцијацијакиселини или бази (исто така познат како степен на протолиза). Степенот на дисоцијација е поврзан со константата на дисоцијација според законот за разредување Оствалд. Во рамките на истата теорија, рамнотежата на хидролизата се карактеризира со степен на хидролиза (ч), додека ги користи следните изрази што го поврзуваат со почетната концентрација на супстанцијата ( Со) и константи на дисоцијација на слаби киселини (K HA) и слаби бази формирани за време на хидролиза ( КМЗ): Првиот израз е валиден за хидролиза на сол на слаба киселина, вториот за сол на слаба база и третиот за сол на слаба киселина и слаба база. Сите овие изрази може да се користат само за разредени раствори со степен на хидролиза не повеќе од 0,05 (5%). Закон за масовно дејство, хомофазни реакции, хетерофазни реакции, реакции на цврста фаза, константа на автопротолиза (јонски производ), константа на дисоцијација (јонизација), степен на дисоцијација (јонизација), водороден индекс, индекс на хидроксид, константа на хидролиза, константа на растворливост (производ на растворливост) , степен на конверзија . Наведете ги факторите што ја поместуваат хемиската рамнотежа и ја менуваат константата на рамнотежата. Кои фактори овозможуваат поместување на хемиската рамнотежа без промена на константата на рамнотежа? Потребно е да се подготви раствор кој содржи 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl и 0,24 mol K 2 SO 4 во 1 литар. Како да го направите ова, имајќи на располагање само натриум хлорид, калиум хлорид и натриум сулфат? Да се ​​определи степенот на протолиза на оцетна, цијановодородна и азотна киселина во децимоларни, центомоларни и милимоларни раствори. Степенот на протолиза на маслена киселина во раствор од 0,2 М е 0,866%. Одреди ја константата на киселост на оваа супстанца. Во која концентрација на растворот степенот на протолиза на азотна киселина ќе биде 0,2? Колку вода треба да се додаде на 300 ml раствор на 0,2 М оцетна киселина за да се удвои степенот на киселинска протолиза? Определи го степенот на протолиза на хипохлорната киселина ако рН = 6 во нејзиниот раствор Која е концентрацијата на киселината во овој раствор? рН на растворот е 3. Која треба да биде концентрацијата на а) азотна киселина, б) оцетна киселина за ова? Како треба да се промени концентрацијата на а) јони на оксон, б) јони на хидроксид во растворот така што pH на растворот се зголеми за еден? Колку јони на оксон има во 1 ml раствор при pH = 12? Како ќе се промени pH вредноста на водата ако на 10 литри од неа се додаде 0,4 g NaOH? Пресметајте ги концентрациите на јони на оксон и јони на хидроксид, како и вредностите на индексите на водород и хидроксид во следните водени раствори: а) 0,01 М HCl раствор; б) 0,01 М раствор на CH3COOH; в) 0,001 М раствор на NaOH; г) 0,001 M NH 3 раствор. Користејќи ги вредностите на производите на растворливост дадени во додатокот, определете ја концентрацијата и масениот удел на растворени материи во раствор од а) сребро хлорид, б) калциум сулфат, в) алуминиум фосфат. Определете го волуменот на вода потребна за растворање на бариум сулфат со тежина од 1 g на 25 o C. Колкава е масата на среброто во вид на јони во 1 литар раствор на сребробромид заситен на 25 o C? Кој волумен на раствор од сребро сулфид заситен на 25 o C содржи 1 mg растворена супстанција? Дали се формира талог ако еднаков волумен од 0,4 M раствор на KCl се додаде на раствор од 0,05 M Pb(NO 3) 2? Определете дали ќе се формира талог по истурање на 5 ml раствор од 0,004 M CdCl 2 и 15 ml раствор од 0,003 M KOH. Ви стојат на располагање следните супстанции: NH 3 , KHS, Fe, Al(OH) 3 , CaO, NaNO 3 , CaCO 3 , N 2 O 5 , LiOH, Na 2 SO 4 . 10H2O, Mg (OH) Cl, Na, Ca (NO 2) 2. 4H2O, ZnO, NaI. 2H2O, CO2, N2, Ba(OH)2. 8H2O, AgNO3. За секоја од овие супстанции, на посебна картичка, одговорете на следниве прашања: 1) Каков е типот на структурата на оваа супстанца во нормални услови (молекуларна или немолекуларна)? 2) Во каква состојба на агрегација е оваа супстанца на собна температура? 3) Каков тип на кристали формира оваа супстанца? 4) Опишете ја хемиската врска во оваа супстанца. 5) Во која класа според традиционалната класификација припаѓа оваа супстанца? 6) Како оваа супстанца комуницира со водата? Ако се раствори или реагира, наведете ја хемиската равенка. Можеме ли да го смениме овој процес? Ако го правиме тоа, тогаш под кои услови? Кои физички величини можат да ја карактеризираат состојбата на рамнотежа во овој процес? Ако супстанцијата е растворлива, како може да се зголеми нејзината растворливост? 7) Дали е можно да се изврши реакција на оваа супстанца со хлороводородна киселина? Ако е можно, под кои услови? Наведете ја равенката на реакцијата. Зошто се случува оваа реакција? Дали е таа реверзибилна? Ако е реверзибилна, тогаш под кои услови? Како да се зголеми приносот во оваа реакција? Што ќе се промени ако користиме сув водород хлорид наместо хлороводородна киселина? Наведете ја соодветната равенка на реакцијата. 8) Дали е можно да се изврши реакцијата на оваа супстанца со раствор на натриум хидроксид? Ако е можно, под кои услови? Наведете ја равенката на реакцијата. Зошто се случува оваа реакција? Дали е таа реверзибилна? Ако е реверзибилна, тогаш под кои услови? Како да се зголеми приносот во оваа реакција? Што ќе се промени ако се користи сув NaOH наместо раствор на натриум хидроксид? Наведете ја соодветната равенка на реакцијата. 9) Дајте ги сите методи кои ви се познати за добивање на оваа супстанца. 10) Наведете ги сите имиња на оваа супстанца кои ви се познати. Кога одговарате на овие прашања, можете да користите која било референтна литература. Неодамнешни написи од делот: