Acidity constant ng hydrochloric acid. Acidity at basicity sa tubig

Self-ionization ng tubig

Ang tubig, kahit na pagkatapos ng paulit-ulit na paglilinis, ay nagpapanatili ng kakayahang magsagawa ng kuryente. Ang kakayahang ito ng tubig ay dahil sa self-ionization nito.

$2H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$

Ang thermodynamic equilibrium constant ay may anyo:

Larawan 1.

kung saan ang $a_X^(rel)=\frac(a_X^(equal))(a_X^0)$ ay ang relatibong aktibidad ng particle $X$ sa equilibrium system;

$aX^(equal)$ - ganap na aktibidad ng particle $X$ sa equilibrium system;

$(a_x)^0$ - ganap na aktibidad $X$ sa thermodynamic na estado ng system.

Ang kamag-anak na aktibidad ng tubig sa ekwilibriyo ay halos katumbas ng pagkakaisa, dahil ang antas ng reaksyon ay napakaliit (kung ang teoretikal na di-ionized na tubig ay kinuha bilang karaniwang estado.

Ang mga koepisyent ng aktibidad ng $OH^-$ at $H_3O^+$ ions ay magiging malapit sa pagkakaisa sa purong tubig. Ang ekwilibriyo ng reaksyon ay malakas na inilipat sa kaliwa. Ang mga kamag-anak na aktibidad ng $OH^-$ at $H_3O^+$ ay halos katumbas ng kanilang mga molar na konsentrasyon. saan

$(K_a)^0 \sim K_(auto) = $

kung saan ang $ at $ ay mga konsentrasyon ng molar;

$K_(auto)$ - water autopropolis constant na katumbas ng $1.00\cdot 10^(-14) \ mol^2/l^2$ sa $25^\circ \ C.$

Sa purong tubig, ang mga konsentrasyon ng $ at $ ay magiging pantay, kaya

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

Para sa kadalian ng pagkalkula, ang konsentrasyon ay ipinahiwatig bilang isang negatibong logarithm, na tinutukoy bilang $pH$:

$pH=-lg $

Ang mga halaga ng $pH$ para sa purong tubig ay $7$, sa mga acidic na solusyon $pH $7$.

Acid dissociation at acidity constant

Para sa acid $AH$, ang dissociation ay maaaring ipahayag ng equation:

$AH + H_2O ↔ A^- + H_3O^+$

Sa isang estado ng balanse, ang kamag-anak na density ng tubig ay nagbabago nang hindi gaanong mahalaga kapag dumadaan mula sa isang acid patungo sa isa pa, at sa walang katapusang pagbabanto ito ay lumalapit sa zero. Samakatuwid, ginagamit ang thermodynamic acidity constant na $K_a^0$ ($AH$).

Ang ratio ng mga koepisyent ng aktibidad ay pareho para sa lahat ng mga acid at katumbas ng isa kung ang mga proseso ay nagpapatuloy sa mga dilute na solusyon.

Pagkatapos, sa isang dilute aqueous solution, ang acidity constant na $Ka (AH$) ay ginagamit bilang isang sukatan ng acid strength, na maaaring matukoy ng formula:

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

Ang formula ay nagpapakita ng molar na konsentrasyon ng mga particle sa isang nakapirming temperatura $(25^\circ \ C)$ sa equilibrium state.

Kung mas mataas ang acidity constant, mas mataas ang antas ng dissociation, mas malakas ang acid. Para sa mga kalkulasyon at katangian ng acidity, ginagamit ang negatibong logarithm ng acidity constant na $pKa$.

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

Ang mas malaki ang halaga ng acidity constant, mas mahina ang acid.

Ang halaga ng acidity constant ay katumbas ng $pH$ na halaga ng solusyon kung saan ang acid ay ionized ng kalahati:

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

Ang halaga na nagpapakilala sa kaasiman ng mga molekula ng tubig sa isang may tubig na solusyon ay:

$Ka=\frac()()=\frac(Ka_(auto))()=\frac(10^(-14))(55.5)$

Kaya, sa temperatura na $25^\circ C$, $pKa (H_2O) = 15.7$. Ang halagang ito ay nagpapakilala sa kaasiman ng mga molekula ng tubig sa solusyon.

Para sa hydroxonium ion $pKa (H_3O^+) = pK_(auto) - pKa = 14-15.7 = -1.7.$

Ang mga halaga ng $pKa$ ay tabular na data. Gayunpaman, para sa mga acid na may $pKa 0$ ang data ng talahanayan ay magiging hindi tumpak.

Posibleng matukoy ang mga pare-pareho ng kaasiman sa tubig sa pamamagitan ng direktang pagsukat ng mga konsentrasyon ng $A^-$ at $AH$ lamang kapag ang acid dissociation ay nangyayari kahit sa ilang lawak, kahit na halos hindi napapansin.

Kung ang acid ay napakahina, na halos hindi naghihiwalay, kung gayon ang konsentrasyon ng $A^-$ ay hindi maaaring tumpak na masukat. Kung, sa kabaligtaran, ang asido ay napakalakas na halos ganap itong nahiwalay, imposibleng masukat ang konsentrasyon ng $AH$. Sa kasong ito, ang mga hindi direktang pamamaraan para sa pagtukoy ng kaasiman ay gagamitin.

Pare-pareho ang base ionization

Upang ipahayag ang dissociation constant ng isang base sa tubig, ginagamit namin ang equation:

$B + H_2O ↔ BH^+ + OH^-$

Ang pangunahing pare-pareho ay:

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

Kamakailan lamang, ang mga pare-parehong basicity ay halos hindi ginagamit sa mga kalkulasyon, dahil ang pare-pareho ng kaasiman ng conjugate acid ay maaaring gamitin upang makuha ang lahat ng kinakailangang impormasyon tungkol sa base $BH^+.$

$BH^+ + H_2O ↔ B + H_3O^+$

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

Ang acidity constant ng isang acid ay magiging isang sukatan ng lakas:

• $AH$ o $BH^+$ bilang mga donor ng proton;
• $A^-$ o $B$ bilang mga tumatanggap ng proton;
• ang isang malakas na acid na $AH$ o $BH^+$ ay tumutugma sa isang mahinang conjugate base na $A^-$ o $B$, at pagkatapos ay ang $pKa$ ay maliit o negatibo;
• ang isang malakas na base $A^-$ o $B$ ay tumutugma sa isang mahinang acid na $AH$ o $BH^+$ at ang acidity constant ay magiging positibo

Posibleng direktang sukatin ang lakas ng mga acid o base lamang sa isang makitid na hanay na $pKa (BH^+).$ Sa labas ng agwat, ang basicity ay matutukoy sa pamamagitan ng mga hindi direktang pamamaraan. Ang mga halaga ng $pka (BH^+)$ sa labas ng hanay na $-2$ hanggang $17$ ay magiging hindi tumpak.

Kaugnayan sa pagitan ng istraktura at lakas ng mga acid

Ang kamag-anak na lakas ng mga acid ay maaaring mahulaan batay sa likas na katangian ng gitnang atom at ang istraktura ng molekula ng acid.

Ang lakas ng oxygen-free acid na $HX$ at $H_2X$ (kung saan ang $X$ ay halogen) ay mas mataas, mas mahina ang bond na $X-H$, iyon ay, mas malaki ang radius ng $X$ atom.

Sa seryeng $HF - HCl - HBr - HI$ at $H_2S - H_2Se - H_2Te$, tumataas ang lakas ng mga acid.

Para sa mga acid na naglalaman ng oxygen, mas malakas ang halaga ng m sa tambalang $E(OH)nOm$, mas malakas ang acid.

Kaya, ayon sa teoryang ito Ang acid ay anumang sangkap na ang mga molekula (kabilang ang mga ion) ay may kakayahang mag-donate ng isang proton, i.e. maging isang proton donor; Ang base ay anumang sangkap na ang mga molekula (kabilang ang mga ion) ay may kakayahang magdikit ng isang proton, i.e. maging isang proton acceptor; Ang ampholyte ay anumang substance na parehong donor at acceptor ng mga proton.

Ipinapaliwanag ng teoryang ito ang mga katangian ng acid-base ng hindi lamang mga neutral na molekula, kundi pati na rin ang mga ion. Ang acid, na nag-donate ng proton, ay nagiging base, na conjugate sa acid na ito. Ang mga konsepto ng "acid" at "base" ay mga kamag-anak na konsepto, dahil ang parehong mga particle - mga molekula o ion - ay maaaring magpakita ng parehong mga pangunahing at acidic na katangian, depende sa kapareha.

Sa protolytic equilibrium, nabuo ang mga pares ng acid-base. Ayon sa teorya ng proton, ang mga reaksyon ng hydrolysis, ionization at neutralisasyon ay hindi itinuturing na isang espesyal na kababalaghan, ngunit itinuturing na karaniwang paglipat ng mga proton mula sa acid patungo sa base.

Ang Particle A ay nabuo pagkatapos ng paghihiwalay ng hydrogen ion

halaga ng pH

Ang tubig bilang isang mahinang electrolyte ay sumasailalim sa ionization sa isang maliit na lawak:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Ang mga ion sa may tubig na solusyon ay sumasailalim sa hydration (aq.)

Ang tubig ay nailalarawan sa pamamagitan ng protolytic amphotericity. Ang reaksyon ng self-ionization (autoprotolysis) ng tubig, kung saan ang isang proton mula sa isang molekula ng tubig (acid) ay dumadaan sa isa pang molekula ng tubig (base), ay inilalarawan ng equation:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH -.

Ang equilibrium constant ng water autoprotolysis ay katumbas ng:

Ang batas ng mass action ay nalalapat sa ionization constant:

kung saan ang isang aktibidad.

Para sa kaiklian, sa halip na H 3 O + sa acid-base equilibrium, sumulat kami

Dahil ang tubig ay nasa solusyon sa malaking labis at sumasailalim sa ionization sa isang maliit na lawak, mapapansin na ang konsentrasyon nito ay pare-pareho at katumbas ng 55.6 mol (1000 g: 18 g / mol \u003d 56 mol) bawat litro ng tubig.

Samakatuwid, ang produkto ng K at (H 2 O) at ang konsentrasyon ng tubig ay 1.8 10 -16 mol / l 55.6 mol / l \u003d 10 -14 mol 2 / l 2. Kaya, \u003d 10 -14 (sa 25 ° C) ay isang pare-parehong halaga, denoted Kw at tinawag pare-pareho ng autoprotolysis ng tubig. Minsan gumagamit sila ng hindi napapanahong pangalan - ang ionic na produkto ng tubig.

Ang mga solusyon kung saan ang konsentrasyon ng mga hydrogen ions at hydroxide ions ay pareho ay tinatawag na neutral na solusyon = = = 10 -7 mol / l. Sa acidic na solusyon > , > 10 -7 mol / l, at sa alkaline > , > 10 -7 mol / l.

Para sa pagiging simple, ang halaga ng pH ay kinuha bilang batayan - ang decimal logarithm ng konsentrasyon ng mga hydrogen ions, na kinuha gamit ang kabaligtaran na tanda: pH \u003d -lg.

Interesanteng kaalaman:

Paglabag sa estado ng isohydria ( katatagan ng pH) sinusunod sa mga sakit sa cardiovascular, na may ischemia, diabetes mellitus (nabubuo ang acidosis). Ang balanse ng acid-base ay pinananatili sa pamamagitan ng paghinga, pag-ihi, pagpapawis. Ang mga sistemang ito ay mabagal na gumagana, at ang agarang neutralisasyon ng acidic at alkaline na mga produktong metabolic ay isinasagawa ng mga buffer system ng katawan. Ang estado ng isohydria ay ibinibigay ng magkasanib na pagkilos ng isang bilang ng mga physicochemical at physiological na mekanismo. Ang pagkilos ng buffering ay ibinibigay sa pamamagitan ng pagsasama-sama ng ilang protolytic equilibria.

Ang lakas ng mga acid ay tinutukoy ng kanilang kakayahang mag-abuloy ng isang proton. Ang sukatan ng kakayahang ito ay pare-pareho ang kaasiman (Ka).

Kung mas malaki ang acidity constant, mas malakas ang acid. Halimbawa, ang acetic acid ay mas malakas kaysa sa hydrocyanic acid, dahil ang Ka (CH 3 COOH) \u003d 1.74 10 -5, Ka (HCN) \u003d 1 10 -9. Para sa kaginhawahan ng mga kalkulasyon at pag-record, madalas nilang ginagamit hindi ang mga constant sa kanilang sarili, ngunit ang kanilang mga negatibong decimal logarithms: pKa = -lgKa. Ang halaga ng pKa ay tinatawag lakas ng acid. Kung mas malaki ang halaga ng pKa, mas mahina ang acid.

Ang mga malakas na acid ay halos ganap na nag-donate ng kanilang proton sa mga molekula ng tubig, kaya ang acid na naroroon sa solusyon ay talagang ang hydronium ion.

Kaugnay nito, kapag kinakalkula ang pH ng isang solusyon ng isang malakas na monobasic acid, ang konsentrasyon ng mga proton ay katumbas ng konsentrasyon ng acid.

c(H 3 O +) = c(HB).

Sa mga solusyon ng mahina acids, ang konsentrasyon ng hydronium ions ay mas mababa kaysa sa konsentrasyon ng acid. Ito ay kinakalkula batay sa

parehong bahagi ng equation na ito ay nagbibigay ng formula para sa pagkalkula ng pH ng mga solusyon ng mahinang acids: pH = 0.5 (pKa - lg c(HB)).

Mga uri ng protolytic reactions.

MU "Mga Solusyon" pp. 52-55

Autoprotolysis ng tubig. Ionic na produkto ng tubig.MU "Mga Solusyon» pahina 56

Ang isang maliit na bahagi ng mga molekula ng tubig ay palaging nasa ionic na estado, bagaman ito ay isang napakahinang electrolyte. Ang ionization at karagdagang dissociation ng tubig, tulad ng nabanggit na, ay inilalarawan ng equation ng protolytic reaction ng acid-base disproportionation o autoprotolysis.

Ang tubig ay isang napakahinang electrolyte, kaya't ang nagreresultang conjugate acid at conjugate base ay malakas. Samakatuwid, ang equilibrium ng protolytic reaction na ito ay inilipat sa kaliwa.

Ang pare-pareho ng ekwilibriyong ito K ay katumbas ng =

Ang quantitative value ng produkto ng konsentrasyon ng water ions × ay ionic na produkto ng tubig.

Ito ay katumbas ng: × = K katumbas. × 2 = 1 × 10 - 14

Samakatuwid: K H 2O \u003d × \u003d 10 - 14 o pinasimple K H 2O \u003d × \u003d 10 - 14

Ang K H 2 O ay ang ionic na produkto ng tubig, ang pare-pareho ng autoprotolysis ng tubig, o ang pare-pareho lamang ng tubig. Ang K H 2 O ay depende sa temperatura. Habang tumataas ang t°C, tumataas ito.

Sa chemically pure water = = = 1×10 – 7 . Ito ay isang neutral na kapaligiran.

Maaaring may > sa solusyon - ang daluyan ay acidic o< – среда щелочная

= ; =

halaga ng pH

Upang mabilang ang kaasiman ng mga solusyon, gamitin tagapagpahiwatig ng konsentrasyon ng hydrogen ion pH.

Ang hydrogen index ay isang halaga na katumbas ng negatibong decimal logarithm ng konsentrasyon ng mga libreng hydrogen ions sa isang solusyon.

pH = – lg ⇒ = 10 – pH

Sa isang neutral na kapaligiran, pH = 7

Sa acidic na pH< 7

Sa alkaline pH> 7

Upang makilala ang basicity ng medium, ginagamit ang hydroxyl index pOH.

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

pH + pOH = 14 Þ pH = 14 - pOH at pOH = 14 - pH

Mga formula para sa pagkalkula ng pH para sa mga solusyon ng mga acid at base.

pH = – lg

1. Malakas na acid: \u003d C (1 / z acids)

Kalkulahin ang pH ng isang solusyon sa HCl na may С(HCl) = 0.1 mol/l sa ilalim ng kondisyon ng kumpletong paghihiwalay nito.

C(HCl) = 0.1 mol/l; pH \u003d - lg 0.1 \u003d 1

2. Malakas na base: [OH - ] \u003d C (1 / z base)

Kalkulahin ang pH ng solusyon sa NaOH sa ilalim ng parehong mga kondisyon.

C(NaOH) = 0.1 mol/l; = = 10 – 13; pH \u003d - lg 10 - 13 \u003d 13

3. Mahinang mga acid

Kalkulahin ang pH ng isang solusyon ng acetic acid na may molar na konsentrasyon na 0.5 mol/l. Sa CH 3COOH \u003d 1.8 × 10 - 5.

3×10 - 3

pH \u003d - lg 3 × 10 - 3 \u003d 2.5

4. Mahina ang mga base

Kalkulahin ang pH ng isang ammonia solution na may molar na konsentrasyon na 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

Sa pH = 7, [H + ] = 10 - 7

Mayroong iba't ibang mga pamamaraan para sa pagtukoy ng pH: gamit ang mga indicator at ionomer device.

pH value para sa mga kemikal na reaksyon at biochemical na proseso ng katawan.

Maraming mga reaksyon upang magpatuloy sa isang tiyak na direksyon ay nangangailangan ng isang mahigpit na tinukoy na halaga ng pH ng daluyan.

Karaniwan, sa isang malusog na katawan, ang reaksyon ng kapaligiran ng karamihan sa mga biological fluid ay malapit sa neutral.

Dugo - 7.4

Laway - 6.6

Katas ng bituka - 6.4

Apdo - 6.9

Ihi - 5.6

Gastric juice: a) sa pahinga - 7.3

b) sa estado ng panunaw - 1.5-2

Ang paglihis ng pH mula sa pamantayan ay may halaga ng diagnostic (pagpapasiya ng sakit) at prognostic (ang kurso ng sakit).

Ang acidosis ay isang paglilipat sa pH sa panig ng acid, bumababa ang pH, tumataas ang konsentrasyon ng mga hydrogen ions.

Alkalosis - paglilipat ng pH sa alkaline na rehiyon, tumataas ang pH, bumababa ang konsentrasyon ng mga hydrogen ions.

Ang isang pansamantalang paglihis ng pH ng dugo mula sa pamantayan sa pamamagitan ng ikasampu ay humahantong sa mga malubhang kaguluhan sa katawan. Ang matagal na pagbabagu-bago sa pH ng dugo ay maaaring nakamamatay. Ang mga paglihis sa pH ng dugo ay maaaring 6.8 - 8, ang mga pagbabago sa labas ng agwat na ito sa anumang direksyon ay hindi tugma sa buhay.

Pinagsama at nakahiwalay na protolytic equilibria.

Ang mga protolytic na proseso ay nababaligtad na mga reaksyon. Ang protolytic equilibria ay may kinikilingan sa pagbuo ng mas mahinang mga acid at base. Maaari silang tingnan bilang kumpetisyon sa pagitan ng mga base ng iba't ibang lakas para sa pagkakaroon ng isang proton. Pinag-uusapan nila ang tungkol sa isolated at combined equilibria.

Kung ang ilang sabay-sabay na umiiral na equilibria ay independiyente sa isa't isa, sila ay tinatawag na isolated. Ang pagbabago sa ekwilibriyo sa isa sa mga ito ay hindi nangangailangan ng pagbabago sa posisyon ng ekwilibriyo sa isa pa.

Kung ang isang pagbabago sa ekwilibriyo sa isa sa mga ito ay humantong sa isang pagbabago sa ekwilibriyo sa isa pa, kung gayon ay nagsasalita tayo ng pinagsamang (conjugate, nakikipagkumpitensya) na ekwilibriya. Ang nangingibabaw na proseso sa mga system na may pinagsamang equilibrium ay ang isa na nailalarawan sa pamamagitan ng isang mas malaking halaga ng equilibrium constant.

Ang pangalawang proseso ay magiging nangingibabaw, dahil ang equilibrium constant nito ay mas malaki kaysa sa equilibrium constant ng unang proseso. Ang ekwilibriyo sa ikalawang proseso ay inilipat sa kanan sa mas malaking lawak, dahil Ang methylamine ay isang mas malakas na base kaysa sa ammonia, ang NH 4 + ay isang mas malakas na acid kaysa sa CH 3 NH 3 +.

Konklusyon: Pinipigilan ng mas malakas na base ang ionization ng mas mahinang base. Samakatuwid, kapag ang isang maliit na halaga ng hydrochloric acid ay idinagdag sa isang pinaghalong ammonia at methylamine, ang methylamine ay pangunahing sasailalim sa protonation.

At din: pinipigilan ng pinakamalakas na acid ang ionization ng mga mahinang acid. Kaya, ang hydrochloric acid, na matatagpuan sa gastric juice, ay pumipigil sa ionization ng acetic acid (may kasamang pagkain) o acetylsalicylic acid (gamot).

______________________________________________________________

Sa pangkalahatang kaso, alinsunod sa Bronsted-Lowry protolytic theory, ayon sa equation (4.2), mayroon tayo para sa dissociation ng mahinang monobasic acid:

Tunay na thermodynamic constant Upang ang balanseng ito ay

kung saan ang lahat ng mga aktibidad ay ekwilibriyo. Katawanin natin ang ratio na ito sa anyo:

Ipahiwatig, tulad ng sa nakaraang kaso, ang produkto ng dalawang constants Upang at isang (H 2 O) hanggang (H 2 O) \u003d const at T= const. Pagkatapos

o humigit-kumulang:

kung saan ang lahat ng konsentrasyon ay ekwilibriyo. Narito ang halaga Upang a tinawag acid dissociation (ionization) constant o simpleng acidity constant.

Para sa maraming mahina acids, ang mga numerical na halaga Upang a ay napakaliit, kaya sa halip na Upang a mag-apply tagapagpahiwatig ng lakas (o isang tagapagpahiwatig lamang):

RK a =- lg Upang a .

Ang higit pa Upang a(ibig sabihin, ang mas maliit na p Upang a ), mas malakas ang acid.

Hayaang ang paunang konsentrasyon ng isang monobasic acid HB ay katumbas ng antas ng paghihiwalay nito (ionization) sa solusyon. Pagkatapos ang mga konsentrasyon ng equilibrium ng mga ion [Н 3 О + ] at [В - ] ay magiging katumbas ng [Н 3 О + ] = [В - ] = αс a , isang equilibrium acid concentration [HB] = Sa a - α Sa a = Sa a(1 - α). Ang pagpapalit ng mga halagang ito ng mga konsentrasyon ng ekwilibriyo sa expression para sa pare-parehong balanse (4.10), nakukuha natin:

Kung sa halip na konsentrasyon Sa a gamitin ang kapalit nito V- pagbabanto (dilution), na ipinahayag sa l / mol, V=1/Sa a , pagkatapos ay ang formula para sa Upang a magiging ganito:

Ang ratio na ito, pati na rin ang expression

ilarawan batas ng pagbabanto (o batas ng pagbabanto) ng Ostwald para sa isang mahinang binary electrolyte. Para sa a1 (isang tipikal na kaso sa maraming analytical system)

Madaling ipakita na, sa pangkalahatang kaso, para sa isang mahinang electrolyte ng anumang komposisyon K n A m , na nabubulok sa mga ion ayon sa pamamaraan.

K n A m = P Upang t+ +t PERO n -

Ang batas ng pagbabanto ni Ostwald ay inilalarawan ng kaugnayan

saan Sa- ang paunang konsentrasyon ng isang mahinang electrolyte, halimbawa, isang mahinang acid. Kaya, para sa orthophosphoric acid H 3 RO 4 (P = 3,

t= 1), na nabubulok sa kabuuan sa mga ion ayon sa pamamaraan

.

Para sa isang binary electrolyte, ang kaugnayan ay nagiging (4.11). Para sa a1 mayroon kaming:

Hanapin natin ang equilibrium value ng pH ng isang solusyon ng monobasic acid HB. Equilibrium na konsentrasyon ng mga hydrogen ions

Gamit ang notasyon at makuha namin:

pH = 0.5(p Upang a+p Sa a). (4.12)

Kaya, upang kalkulahin ang equilibrium pH value ng isang solusyon ng mahinang monobasic acid, kinakailangang malaman ang acidity constant ng acid na ito. Upang a at ang paunang konsentrasyon nito Sa a .

Kalkulahin ang pH ng isang acetic acid solution na may paunang konsentrasyon na 0.01 mol/l.

Sa temperatura ng silid para sa acetic acid Upang a = 1.74 10 -5 at p Upang a = 4,76.

Ayon sa formula (4.12), maaari nating isulat:

pH = 0.5(p Upang a+p Sa a) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

Ang isang katulad na pagsasaalang-alang ay maaaring isagawa para sa equilibria sa isang solusyon ng anumang mahina multibasic mga acid.

Ang mga polybasic acid ay nahahati sa mga ion nang sunud-sunod, sa ilang mga yugto, na ang bawat isa ay nailalarawan sa pamamagitan ng sarili nitong equilibrium constant. stepwise acid dissociation pare-pareho. Kaya, halimbawa, sa mga solusyon ng orthoboric acid H 3 BO 3, ang equilibria ay itinatag (ang mga halaga ng mga constant ay ibinibigay para sa 25 ° C):

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

H 2 O \u003d H 3 O + +, Upang 2 =

H 2 O \u003d H 3 O + +, Upang 3 =

Ang acid dissociation constant ng bawat kasunod na yugto ay mas mababa kaysa sa dissociation constant ng nakaraang yugto - kadalasan sa ilang mga order ng magnitude.

Ang produkto ng lahat ng stepwise dissociation constants ay katumbas ng kabuuang acid dissociation constant K:

Upang 1 Upang 2 ...SA P =K.

Kaya, madaling makita na para sa orthoboric acid ang halaga

Upang 1 Upang 2 Upang 3 =K=

ay ang kabuuang acid dissociation constant ayon sa scheme:

4.3.2 Basicity constant at pH ng mga solusyon ng mahinang base

Alinsunod sa protolytic theory ng mga acid at base ng Bronsted-Lowry, sa pangkalahatang kaso, para sa ionization ng isang solong acid na mahinang base B sa mga may tubig na solusyon, maaaring isulat ng isa:

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

Kung ang antas ng ionization ng base ay a1, kung gayon ang pare-parehong konsentrasyon ay maaaring kunin bilang pare-pareho ng ekwilibriyong kemikal na ito.

Nagpapatuloy nang katulad sa nauna, nakukuha natin:

Upang = =K b = const kung kailan T= const

bilang produkto ng dalawang constants Upang\u003d const at [H 2 O] \u003d const.

Tawagan natin ang dami K b , pantay, samakatuwid,

K b = , (4.13)

dissociation (ionization) constant ng isang mahinang solong acid baseobasicity constant lang base na ito, at ang halaga

p K b = K b ,

Isang indicator ng lakas (o isang indicator lang) ng basicity constant.

Ayon sa Ostwald dilution law sa kasong isinasaalang-alang (katulad ng kaugnayan (4.11))

K b =,

kung saan ay ang antas ng ionization ng isang solong acid mahina base, at ang paunang konsentrasyon nito. Dahil para sa isang mahinang base a1, pagkatapos

Hanapin natin ang equilibrium pH value ng isang may tubig na solusyon ng monoacid base na isinasaalang-alang sa temperatura ng silid. Alinsunod sa formula (4.7) mayroon kaming:

pH = p Upang w - rOH = 14 - rOH.

Tukuyin natin ang halaga ng pOH = [OH - ]. Obvious naman

[OH -] = =

Gamit ang mga indicator pON = [OH - ], p Upang b =K b at

p = , nakukuha natin: pOH = 0.5 (p Upang b+ p). Ang pagpapalit ng expression na ito sa formula sa itaas para sa pH, nakarating tayo sa relasyon

pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0.5 (p Upang b+ p).

Kaya, ang equilibrium pH value sa isang solusyon ng isang mahinang solong acid base ay maaaring kalkulahin gamit ang formula (4.15):

pH = 14 - 0.5 (p Upang b+ p). (4.15)

Kalkulahin ang pH sa isang 0.01 mol/l na may tubig na solusyon ng ammonia, kung saan sa temperatura ng silid Upang b= at p Upang b = 4,76.

Sa isang may tubig na solusyon ng ammonia, ang isang balanse ay itinatag:

na kadalasang inililipat sa kaliwa, upang ang antas ng ionization ng ammonia ay . Samakatuwid, upang makalkula ang halaga ng pH, maaari mong gamitin ang kaugnayan (4.15):

pH = 14 - 0.5 (p Upang b+ p) =

Ang isang katulad na pagsasaalang-alang ay maaaring isagawa para sa sinumang mahina polyacid bakuran. Totoo, sa kasong ito, mas masalimuot na mga expression ang nakuha.

Ang mga mahihinang base ng polyacid, tulad ng mga mahinang polybasic acid, ay naghihiwalay sa mga hakbang, at ang bawat hakbang ng paghihiwalay ay mayroon ding sarili nitong stepwise dissociation constant ng base - ang stepwise basicity constant.

Kaya, halimbawa, ang lead hydroxide Pb (OH) 2 sa mga may tubig na solusyon ay nabubulok sa mga ion sa dalawang yugto:

Ang parehong equilibria ay maaaring isulat sa ibang paraan, na sumunod (sa loob ng balangkas ng protolytic theory) sa kahulugan ng isang base bilang isang sangkap na nakakabit sa isang proton, sa kasong ito, tinatanggap ito mula sa isang molekula ng tubig:

Sa kasong ito, ang stepwise basicity constants ay maaaring katawanin bilang:

Sa gayong talaan ng mga equilibria na ito, ipinapalagay na ang proton mula sa molekula ng tubig ay dumadaan sa pangkat ng hydroxyl na may pagbuo ng molekula ng tubig (), bilang isang resulta kung saan ang bilang ng mga molekula ng tubig malapit sa lead (II) atom tumataas ng isa, at ang bilang ng mga pangkat ng hydroxyl na nauugnay sa lead (II) atom ), ay bumababa rin ng isa sa bawat hakbang ng paghihiwalay.

Trabaho Upang 1 Upang 2 =K=[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =

2.865 kung saan Upang- buong dissociation pare-pareho ayon sa scheme

o ayon sa ibang pamamaraan

na sa huli ay humahantong sa parehong resulta.

Ang isa pang halimbawa ay ang organikong base na ethylenediamine na sumasailalim sa ionization sa may tubig na solusyon sa dalawang hakbang. Unang yugto:

Pangalawang hakbang:

Trabaho -

kabuuang dissociation constant. Tumutugma ito sa balanse

Ang mga numerical value ng equilibrium constants ay ibinibigay sa itaas para sa room temperature.

Tulad ng sa kaso ng mga polybasic acid, para sa isang mahinang polyacid base, ang dissociation constant ng bawat kasunod na hakbang ay kadalasang ilang order ng magnitude na mas maliit kaysa sa dissociation constant ng nakaraang hakbang.

Sa mesa. Ipinapakita ng 4.2 ang mga numerical na halaga ng mga constants ng acidity at basicity ng ilang mahinang acid at base.

Talahanayan 4.2. Ang tunay na thermodynamic ionization ay patuloy sa mga may tubig na solusyon ng ilang mga acid at base.

Upang a- pare-pareho ang kaasiman, Upang b- pare-pareho ang basicity,

Upang 1 - pare-pareho ang dissociation para sa unang yugto,

Upang 2 - dissociation constant para sa ikalawang yugto, atbp.

Dissociation constants ng mahina acids
Acid	Upang a	R Upang a=-lg Upang a
nitrogenous Aminoacetic benzoic Boric (orthoboric) Tetrabornaya Kabanata 20 20.1. Batas ng kumikilos na masa Nakilala mo ang batas ng mass action sa pamamagitan ng pag-aaral ng equilibrium ng reversible chemical reactions (Kabanata 9 § 5). Alalahanin na sa isang pare-parehong temperatura para sa isang mababalik na reaksyon a A+ b B d D+ f F ang batas ng mass action ay ipinahayag ng equation Alam mo na kapag inilalapat ang batas ng mass action, mahalagang malaman kung anong estado ng pagsasama-sama ang mga sangkap na kalahok sa reaksyon. Ngunit hindi lamang iyon: ang bilang at ratio ng mga phase sa isang ibinigay na sistema ng kemikal ay mahalaga. Ayon sa bilang ng mga phase, ang mga reaksyon ay nahahati sa homophasic, at heterophase. Kabilang sa mga heterophasic, solidong yugto mga reaksyon. Homophasic reaksyon Isang kemikal na reaksyon kung saan ang lahat ng kalahok ay nasa parehong yugto. Ang nasabing bahagi ay maaaring isang halo ng mga gas (gas phase), o isang likidong solusyon (liquid phase). Sa kasong ito, ang lahat ng mga particle na nakikilahok sa reaksyon (A, B, D, at F) ay may kakayahang magsagawa ng magulong paggalaw nang nakapag-iisa sa bawat isa, at ang nababalik na reaksyon ay nagpapatuloy sa buong dami ng sistema ng reaksyon. Malinaw, ang mga naturang particle ay maaaring alinman sa mga molekula ng mga gas na sangkap, o mga molekula o mga ion na bumubuo ng isang likido. Ang mga halimbawa ng reversible homophase reactions ay ang mga reaksyon ng ammonia synthesis, ang pagkasunog ng chlorine sa hydrogen, ang reaksyon sa pagitan ng ammonia at hydrogen sulfide sa isang may tubig na solusyon, atbp. Kung ang hindi bababa sa isang sangkap na nakikilahok sa reaksyon ay nasa ibang yugto kaysa sa iba pang mga sangkap, kung gayon ang nababaligtad na reaksyon ay nagpapatuloy lamang sa interface at tinatawag na heterophase reaction. heterophasic reaksyon- isang kemikal na reaksyon, ang mga kalahok ay nasa iba't ibang yugto. Ang mga nababagong reaksyon ng heterophasic ay kinabibilangan ng mga reaksyon na kinasasangkutan ng mga gas at solidong sangkap (halimbawa, ang agnas ng calcium carbonate), likido at solidong mga sangkap (halimbawa, pag-ulan mula sa isang solusyon ng barium sulfate o ang reaksyon ng zinc na may hydrochloric acid), pati na rin ang gas at mga likidong sangkap. Ang isang espesyal na kaso ng heterophase reaksyon ay solid-phase reaksyon, iyon ay, mga reaksyon kung saan ang lahat ng kalahok ay solid. Sa katunayan, ang equation (1) ay may bisa para sa anumang nababagong reaksyon, anuman ang kung saan sa mga nakalistang grupo ito nabibilang. Ngunit sa isang heterophase na reaksyon, ang mga konsentrasyon ng ekwilibriyo ng mga sangkap sa isang mas maayos na yugto ay pare-pareho at maaaring pagsamahin sa isang pare-parehong ekwilibriyo (tingnan ang Kabanata 9 § 5). Kaya, para sa isang heterophase reaksyon a Isang g+ b B cr d D r+ f F cr ang batas ng aksyong masa ay ipahahayag ng relasyon Ang uri ng ratio na ito ay depende sa kung aling mga sangkap na kalahok sa reaksyon ay nasa solid o likidong estado (likido, kung ang natitirang mga sangkap ay mga gas). Sa mga expression ng batas ng mass action (1) at (2), ang mga formula ng mga molekula o ion sa mga square bracket ay nangangahulugang ang equilibrium na konsentrasyon ng mga particle na ito sa isang gas o solusyon. Sa kasong ito, ang mga konsentrasyon ay hindi dapat malaki (hindi hihigit sa 0.1 mol/l), dahil ang mga ratio na ito ay may bisa lamang para sa mga ideal na gas at ideal na solusyon. (Sa mataas na konsentrasyon, ang batas ng mass action ay nananatiling wasto, ngunit sa halip na konsentrasyon, ang isa ay kailangang gumamit ng isa pang pisikal na dami (ang tinatawag na aktibidad), na isinasaalang-alang ang mga pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga particle ng gas o mga solusyon. Ang aktibidad ay hindi proporsyonal sa konsentrasyon ). Ang batas ng mass action ay nalalapat hindi lamang para sa nababaligtad na mga reaksiyong kemikal, ngunit maraming nababaligtad na pisikal na proseso ay sumusunod din dito, halimbawa, ang interfacial equilibrium ng mga indibidwal na sangkap sa panahon ng kanilang paglipat mula sa isang estado ng pagsasama-sama patungo sa isa pa. Kaya, ang nababaligtad na proseso ng pagsingaw - ang paghalay ng tubig ay maaaring ipahayag ng equation H 2 O f H 2 O g Para sa prosesong ito, maaari nating isulat ang equation ng equilibrium constant: Ang resultang ratio ay nagpapatunay, sa partikular, ang assertion na alam mo mula sa physics na ang air humidity ay depende sa temperatura at presyon. 20.2. Autoprotolysis constant (ionic na produkto) Ang isa pang aplikasyon ng batas ng mass action na kilala mo ay ang quantitative description ng autoprotolysis (Kabanata X § 5). Alam mo ba na ang purong tubig ay nasa homophase equilibrium? 2H 2 OH 3 O + + OH - para sa isang quantitative na paglalarawan kung saan maaari mong gamitin ang batas ng mass action, ang mathematical expression na kung saan ay pare-pareho ang autoprotolysis(produkto ng ion) ng tubig Ang autoprotolysis ay katangian hindi lamang para sa tubig, kundi pati na rin para sa maraming iba pang mga likido, ang mga molekula na kung saan ay magkakaugnay ng mga bono ng hydrogen, halimbawa, para sa ammonia, methanol at hydrogen fluoride: 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - K(NH 3) = 1.91. 10 –33 (sa –50 o С); 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - K(CH 3 OH) = 4.90. 10–18 (sa 25 o C); 2HF H 2 F + + F - K(HF) = 2.00 . 10–12 (sa 0 o C). Para sa mga ito at maraming iba pang mga sangkap, kilala ang mga constant ng autoprotolysis, na isinasaalang-alang kapag pumipili ng isang solvent para sa iba't ibang mga reaksiyong kemikal. Ang simbolo na kadalasang ginagamit upang tukuyin ang autoprotolysis constant ay K S. Ang autoprotolysis constant ay hindi nakasalalay sa teorya kung saan ang autoprotolysis ay isinasaalang-alang. Ang mga halaga ng mga equilibrium constants, sa kabaligtaran, ay nakasalalay sa tinatanggap na modelo. Ive-verify namin ito sa pamamagitan ng paghahambing ng paglalarawan ng autoprotolysis ng tubig ayon sa protolytic theory (kaliwang column) at ayon sa hindi napapanahong, ngunit malawak na ginagamit na teorya ng electrolytic dissociation (kanang column): Ayon sa teorya ng electrolytic dissociation, ipinapalagay na ang mga molekula ng tubig ay bahagyang naghihiwalay (nabubulok) sa mga hydrogen ions at hydroxide ions. Hindi ipinaliwanag ng teorya ang alinman sa mga dahilan o mekanismo ng "pagkawatak-watak" na ito. Ang pangalang "autoprotolysis constant" ay karaniwang ginagamit sa protolytic theory, at "ionic product" sa theory ng electrolytic dissociation. 20.3. Acidity at basicity constants. Tagapagpahiwatig ng hydrogen Ginagamit din ang batas ng mass action upang mabilang ang mga katangian ng acid-base ng iba't ibang mga sangkap. Sa protolytic theory, ang acidity at basicity constants ay ginagamit para dito, at sa theory ng electrolytic dissociation - dissociation constants. Paano ipinapaliwanag ng protolytic theory ang acid-base properties ng mga kemikal, alam mo na (ch. XII § 4). Ihambing natin ang diskarteng ito sa diskarte ng teorya ng electrolytic dissociation gamit ang halimbawa ng isang reversible homophase reaction na may tubig ng hydrocyanic acid HCN, isang mahinang acid (sa kaliwa - ayon sa protolytic theory, sa kanan - ayon sa teorya. ng electrolytic dissociation): HCN + H 2 O H 3 O + + CN - KK(HCN) = K C. == 4.93. 10–10 mol/l HCN H + + CN – Ekwilibriyong pare-pareho K C sa kasong ito ay tinatawag na pare-pareho ang dissociation(o pare-pareho ang ionization), ipinahiwatig Upang at katumbas ng acidity constant sa protolytic theory. K = 4.93. 10–10 mol/l Ang antas ng protolysis ng isang mahinang acid () sa teorya ng electrolytic dissociation ay tinatawag antas ng paghihiwalay(kung isinasaalang-alang lamang ng teoryang ito ang ibinigay na sangkap bilang isang acid). Sa protolytic theory, upang makilala ang base, maaari mong gamitin ang basicity constant nito, o maaari kang makakuha ng acidity constant ng conjugate acid. Sa teorya ng electrolytic dissociation, ang mga sangkap lamang na naghihiwalay sa solusyon sa cation at hydroxide ions ay itinuturing na mga base, samakatuwid, halimbawa, ipinapalagay na ang ammonia solution ay naglalaman ng "ammonium hydroxide", at kalaunan - ammonia hydrate NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - KO (NH 3) \u003d K C . = 1.74. 10–5 mol/l NH3. H 2 O NH 4 + + OH - Ekwilibriyong pare-pareho K C at sa kasong ito ay tinatawag na dissociation constant, denoted Upang at katumbas ng basicity constant. K = 1.74. 10–5 mol/l Walang konsepto ng conjugate acid sa teoryang ito. Ang ammonium ion ay hindi itinuturing na isang acid. Ang acidic na kapaligiran sa mga solusyon ng ammonium salts ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng hydrolysis. Ang mas mahirap sa teorya ng electrolytic dissociation ay ang paglalarawan ng mga pangunahing katangian ng iba pang mga sangkap na hindi naglalaman ng hydroxyls, halimbawa, amines (methylamine CH 3 NH 2, aniline C 6 H 5 NH 2, atbp.). Upang makilala ang acidic at pangunahing mga katangian ng mga solusyon, ginagamit ang isa pang pisikal na dami - halaga ng pH(tinutukoy ng pH, basahin ang "ph"). Sa balangkas ng teorya ng electrolytic dissociation, ang hydrogen index ay tinukoy bilang mga sumusunod: pH = –lg Ang isang mas tumpak na kahulugan, na isinasaalang-alang ang kawalan ng mga hydrogen ions sa solusyon at ang imposibilidad ng pagkuha ng mga logarithms ng mga yunit ng pagsukat: pH = –lg() Mas tama na tawagan ang halagang ito na "oxonium", at hindi ang halaga ng pH, ngunit hindi ginagamit ang pangalang ito. Ito ay tinukoy na katulad ng hydrogen index ng hydroxide(tinutukoy ng pOH, basahin ang "pe oash"). pOH = -lg() Ang mga kulot na bracket na nagsasaad ng numerical na halaga ng isang dami sa mga expression para sa mga indeks ng hydrogen at hydroxide ay madalas na hindi inilalagay, na nakakalimutan na imposibleng kunin ang logarithm ng mga pisikal na dami. Dahil ang ionic na produkto ng tubig ay isang palaging halaga hindi lamang sa purong tubig, kundi pati na rin sa mga dilute na solusyon ng mga acid at base, ang mga indeks ng hydrogen at hydroxide ay magkakaugnay: K (H 2 O) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2 lg() = lg() + lg() = -14 pH + pOH = 14 Sa dalisay na tubig = = 10–7 mol/l, samakatuwid, pH = pOH = 7. Sa isang acid solution (sa acidic solution) mayroong labis na oxonium ions, ang kanilang konsentrasyon ay mas malaki kaysa sa 10 -7 mol / l at, samakatuwid, pH< 7. Sa isang base solution (alkaline solution), sa kabaligtaran, mayroong labis na hydroxide ions, at, dahil dito, ang konsentrasyon ng oxonium ions ay mas mababa sa 10-7 mol/l; sa kasong ito pH> 7. 20.4. pare-pareho ang hydrolysis Sa loob ng balangkas ng teorya ng electrolytic dissociation, ang reversible hydrolysis (hydrolysis of salts) ay itinuturing na isang hiwalay na proseso, habang ang mga kaso ng hydrolysis ay nakikilala. mga asing-gamot ng isang malakas na base at isang mahinang acid mga asing-gamot ng isang mahinang base at isang malakas na acid, at mga asin ng mahinang base at mahinang acid. Isaalang-alang natin ang mga kasong ito nang magkatulad sa loob ng balangkas ng teoryang protolitiko at sa loob ng balangkas ng teorya ng electrolytic dissociation. Asin ng isang malakas na base at isang mahinang acid Bilang unang halimbawa, isaalang-alang ang hydrolysis ng KNO 2, isang asin ng isang malakas na base at isang mahinang monobasic acid. K +, NO 2 - at H 2 O. NO 2 - ay isang mahinang base, at ang H 2 O ay isang ampholyte, samakatuwid, posible ang isang reversible reaction NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, na ang equilibrium ay inilalarawan ng basicity constant ng nitrite ion at maaaring ipahayag sa mga tuntunin ng acidity constant ng nitrous acid: K o (NO 2 -) \u003d Kapag ang sangkap na ito ay natunaw, ito ay hindi na maibabalik sa K + at NO 2 - ion: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Sa sabay-sabay na pagkakaroon ng H + at NO 2 - ions sa solusyon, nangyayari ang isang reversible reaction. H ++ NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Ang ekwilibriyo ng reaksyon ng hydrolysis ay inilalarawan ng pare-parehong hydrolysis ( K h) at maaaring ipahayag sa mga tuntunin ng dissociation constant ( Upang e) nitrous acid: K h = Kc . = Tulad ng nakikita mo, sa kasong ito ang pare-pareho ng hydrolysis ay katumbas ng pare-parehong pangunahing bahagi ng base particle. Sa kabila ng katotohanan na ang nababaligtad na hydrolysis ay nangyayari lamang sa solusyon, ito ay ganap na "pinipigilan" kapag ang tubig ay inalis, at, samakatuwid, ang mga produkto ng reaksyong ito ay hindi maaaring makuha, sa loob ng balangkas ng teorya ng electrolytic dissociation, ang molecular hydrolysis equation ay nakasulat din: KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2 Bilang isa pang halimbawa, isaalang-alang ang hydrolysis ng Na 2 CO 3, isang asin ng isang malakas na base at isang mahinang dibasic acid. Ang linya ng pangangatwiran dito ay eksaktong pareho. Sa loob ng balangkas ng parehong mga teorya, ang isang ionic equation ay nakuha: CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH - Sa balangkas ng protolytic theory, ito ay tinatawag na carbonate ion protolysis equation, at sa framework ng electrolytic dissociation theory, ito ay tinatawag na ionic equation ng sodium carbonate hydrolysis. Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH Ang basicity constant ng carbonate ion sa framework ng TED ay tinatawag na hydrolysis constant at ipinahayag sa pamamagitan ng "dissociation constant ng carbonic acid sa ikalawang yugto", iyon ay, sa pamamagitan ng acidity constant ng hydrocarbonate ion. Dapat pansinin na sa ilalim ng mga kundisyong ito, ang HCO 3 - , bilang isang napakahinang base, ay halos hindi tumutugon sa tubig, dahil ang posibleng protolysis ay pinipigilan ng pagkakaroon ng napakalakas na mga partikulo ng base, mga hydroxide ions, sa solusyon. Salt ng isang mahinang base at isang malakas na acid Isaalang-alang ang hydrolysis ng NH 4 Cl. Sa loob ng balangkas ng TED, ito ay isang asin ng isang mahinang monoacid base at isang malakas na acid. Sa solusyon ng sangkap na ito mayroong mga particle: NH 4 +, Cl - at H 2 O. Ang NH 4 + ay isang mahinang acid, at ang H 2 O ay isang ampholyte, samakatuwid, posible ang isang mababalik na reaksyon. NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, na ang equilibrium ay inilalarawan ng acidity constant ng ammonium ion at maaaring ipahayag sa mga tuntunin ng basicity constant ng ammonia: K K (NH 4 +) \u003d Kapag ang sangkap na ito ay natunaw, ito ay hindi na maibabalik sa NH 4 + at Cl - ions: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - Ang tubig ay isang mahinang electrolyte at nababaligtad na naghihiwalay: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3. H2O Ang pagdaragdag ng mga equation ng dalawang nababaligtad na reaksyon na ito at nagdadala ng mga katulad na termino, nakuha namin ang ionic hydrolysis equation NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ Ang equilibrium ng reaksyon ng hydrolysis ay inilalarawan ng pare-pareho ng hydrolysis at maaaring ipahayag sa mga tuntunin ng dissociation constant ng ammonia hydrate: K h = Sa kasong ito, ang hydrolysis constant ay katumbas ng acidity constant ng ammonium ion. Ang dissociation constant ng ammonia hydrate ay katumbas ng basicity constant ng ammonia. Molecular equation ng hydrolysis (sa loob ng framework ng TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl Ang isa pang halimbawa ng reaksyon ng hydrolysis ng mga asin ng ganitong uri ay ang hydrolysis ng ZnCl 2 . Sa isang solusyon ng sangkap na ito mayroong mga particle: Zn2+ aq, Cl - at H 2 O. Ang mga zinc ions ay mga aquacation 2+ at mga mahinang cationic acid, at ang H 2 O ay isang ampholyte, samakatuwid, posible ang isang reversible reaction. 2= ​​​​+ H 2 O + + H 3 O + , na ang equilibrium ay inilalarawan ng acidity constant ng zinc aquacation at maaaring ipahayag sa mga tuntunin ng basicity constant ng triaquahydroxozinc ion: K K ( 2+ ) = = Kapag ang sangkap na ito ay natunaw, ito ay hindi na maibabalik sa Zn 2+ at Cl - ion: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - Ang tubig ay isang mahinang electrolyte at nababaligtad na naghihiwalay: H 2 O H + + OH - Sa sabay-sabay na presensya ng OH - at Zn 2+ ions sa solusyon, nangyayari ang isang nababalikang reaksyon. Zn 2+ + OH - ZnOH + Ang pagdaragdag ng mga equation ng dalawang nababaligtad na reaksyon na ito at nagdadala ng mga katulad na termino, nakuha namin ang ionic hydrolysis equation Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Ang equilibrium ng reaksyon ng hydrolysis ay inilalarawan ng pare-pareho ng hydrolysis at maaaring ipahayag sa mga tuntunin ng "dissociation constant ng zinc hydroxide sa ikalawang yugto": K h = Ang hydrolysis constant ng asin na ito ay katumbas ng acidity constant ng zinc aquacation, at ang dissociation constant ng zinc hydroxide sa ikalawang hakbang ay katumbas ng basicity constant ng + ion. Ang. Sa loob ng balangkas ng TED, ang pahayag na ito ay parang ganito: "ang hydrolysis ng zinc chloride sa ikalawang yugto ay halos hindi napupunta" . Molecular equation ng hydrolysis (sa loob ng balangkas ng TED): ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl. Asin ng mahinang base at mahinang acid Maliban sa mga ammonium salts, ang mga naturang salts ay karaniwang hindi matutunaw sa tubig. Samakatuwid, isaalang-alang natin ang ganitong uri ng mga reaksyon gamit ang ammonium cyanide NH 4 CN bilang isang halimbawa. Sa solusyon ng sangkap na ito mayroong mga particle: NH 4 +, CN - at H 2 O. Ang NH 4 + ay isang mahinang acid, ang CN - ay isang mahinang base, at ang H 2 O ay isang ampholyte, samakatuwid, ang mga nababagong reaksyon ay posible: 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) Ang huling reaksyon ay mas kanais-nais, dahil sa loob nito, hindi katulad ng unang dalawa, parehong isang mahinang acid at isang mahinang base ay nabuo. Ito ang reaksyong ito na higit na nagpapatuloy kapag ang ammonium cyanide ay natunaw sa tubig, ngunit imposibleng makita ito sa pamamagitan ng pagbabago ng kaasiman ng solusyon. Ang isang bahagyang alkalinization ng solusyon ay dahil sa ang katunayan na ang pangalawang reaksyon ay medyo mas kanais-nais kaysa sa una, dahil ang acidity constant ng hydrocyanic acid (HCN) ay mas mababa kaysa sa basicity constant ng ammonia. Ang equilibrium sa sistemang ito ay nailalarawan sa pamamagitan ng acidity constant ng hydrocyanic acid, ang basicity constant ng ammonia, at ang equilibrium constant ng ikatlong reaksyon: Ipinapahayag namin mula sa unang equation ang equilibrium na konsentrasyon ng hydrocyanic acid, at mula sa pangalawang equation - ang equilibrium na konsentrasyon ng ammonia at pinapalitan ang mga dami na ito sa ikatlong equation. Bilang resulta, nakukuha namin Kapag ang sangkap na ito ay natunaw, ito ay hindi na maibabalik sa NH 4 + at CN - mga ion: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - Ang tubig ay isang mahinang electrolyte at nababaligtad na naghihiwalay: H 2 O H + + OH - Sa sabay-sabay na presensya ng OH - at NH 4 + ions sa solusyon, nangyayari ang isang nababaligtad na reaksyon. NH 4 + + OH - NH 3. H2O At sa sabay-sabay na presensya ng H + at CN - ions, isa pang nababaligtad na reaksyon ang nagpapatuloy Ang pagdaragdag ng mga equation ng tatlong nababaligtad na reaksyon na ito at nagdadala ng mga katulad na termino, nakuha namin ang ionic hydrolysis equation NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN Ang anyo ng pare-pareho ng hydrolysis sa kasong ito ay ang mga sumusunod: K h = At ito ay maaaring ipahayag sa mga tuntunin ng dissociation constant ng ammonia hydrate at ang dissociation constant ng hydrocyanic acid: K h = Molecular equation ng hydrolysis (sa loob ng balangkas ng TED): NH 4 CN + H 2 O NH 3. H2O + HCN 20.5. Solvation constant (produkto ng solubility) Ang proseso ng kemikal na paglusaw ng isang solid sa tubig (at hindi lamang sa tubig) ay maaaring ipahayag sa pamamagitan ng isang equation. Halimbawa, sa kaso ng pagtunaw ng sodium chloride: NaCl cr + ( n+m)H 2 O = + + - Ang equation na ito ay tahasang nagpapakita na ang pinakamahalagang dahilan para sa paglusaw ng sodium chloride ay ang hydration ng Na + at Cl - ions. Sa isang puspos na solusyon, ang isang heterophase equilibrium ay itinatag: NaCl cr + ( n+m)H 2 O ++ - , na sumusunod sa batas ng aksyong masa. Ngunit, dahil ang solubility ng sodium chloride ay medyo makabuluhan, ang expression para sa equilibrium constant sa kasong ito ay maaari lamang isulat gamit ang mga aktibidad ng mga ion, na malayo sa palaging kilala. Sa kaso ng equilibrium sa isang solusyon ng isang mahinang natutunaw (o halos hindi matutunaw na substance), ang expression para sa equilibrium constant sa isang saturated solution ay maaaring isulat gamit ang equilibrium concentrations. Halimbawa, para sa equilibrium sa isang puspos na solusyon ng pilak klorido AgCl cr + ( n+m)H 2 O + + - Dahil ang equilibrium na konsentrasyon ng tubig sa isang dilute na solusyon ay halos pare-pareho, maaari tayong sumulat K G (AgCl) = K C . n+m = . Ang parehong pinasimple K G (AgCl) = o K G(AgCl) = Ang resultang halaga ( K D) ay pinangalanan hydration constants(sa kaso ng anuman, at hindi lamang may tubig na solusyon - solvation constants). Sa balangkas ng teorya ng electrolytic dissociation, ang equilibrium sa isang solusyon ng AgCl ay nakasulat tulad ng sumusunod: AgCl cr Ag + + Cl – Ang katumbas na pare-pareho ay tinatawag produkto ng solubility at tinutukoy ng mga titik PR. PR(AgCl) = Depende sa ratio ng mga cation at anion sa formula unit, ang expression para sa solvation constant (solubility product) ay maaaring iba, halimbawa: Ang mga halaga ng mga constant ng hydration (mga produkto ng solubility) ng ilang mga hindi natutunaw na sangkap ay ibinibigay sa Appendix 15. Alam ang produkto ng solubility, madaling kalkulahin ang konsentrasyon ng isang sangkap sa isang puspos na solusyon. Mga halimbawa: 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. Kung, sa panahon ng isang kemikal na reaksyon, ang mga ion ay lumilitaw sa solusyon na bahagi ng isang mahinang natutunaw na sangkap, kung gayon, sa pag-alam sa produkto ng solubility ng sangkap na ito, madaling matukoy kung ito ay maunu. Mga halimbawa: 1. Mamumuo ba ang copper hydroxide kapag ang 100 ml ng 0.01 M calcium hydroxide solution ay idinagdag sa pantay na dami ng 0.001 M copper sulfate solution? Cu 2+ + 2OH - Cu (OH) 2 Ang isang precipitate ng tansong hydroxide ay nabuo kung ang produkto ng mga konsentrasyon ng Cu 2+ at OH - ions ay mas malaki kaysa sa produkto ng solubility ng matipid na natutunaw na hydroxide na ito. Pagkatapos ng pagbuhos ng mga solusyon ng pantay na dami, ang kabuuang dami ng solusyon ay magiging dalawang beses na mas malaki kaysa sa dami ng bawat isa sa mga paunang solusyon, samakatuwid, ang konsentrasyon ng bawat isa sa mga reactant (bago ang simula ng reaksyon) ay mababawas sa kalahati. Ang konsentrasyon sa nagresultang solusyon ng mga ion ng tanso c(Cu 2+) \u003d (0.001 mol / l): 2 \u003d 0.0005 mol / l. Ang konsentrasyon ng mga hydroxide ions - c (OH -) \u003d (2. 0.01 mol / l): 2 \u003d 0.01 mol / l. Produkto ng solubility ng tansong hydroxide PR \u003d 2 \u003d 5.6. 10–20 mol 3 /l 3. c(Cu 2+) . ( c(OH -)) 2 \u003d 0.0005 mol / l. (0.01 mol / l) 2 \u003d 5. 10–8 mol 3 /l 3 . Ang produkto ng konsentrasyon ay mas malaki kaysa sa produkto ng solubility, kaya bubuo ang isang precipitate. 2. Mamumuo ba ang silver sulfate kapag nagbuhos ng pantay na dami ng 0.02 M sodium sulfate solution at 0.04 M silver nitrate solution? 2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4 Ang konsentrasyon sa nagresultang solusyon ng mga silver ions c (Ag +) \u003d (0.04 mol / l): 2 \u003d 0.02 mol / l. Ang konsentrasyon sa nagresultang solusyon ng mga sulfate ions c(SO 4 2-) \u003d (0.02 mol / l): 2 \u003d 0.01 mol / l. Produkto ng solubility ng silver sulfate PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10–5 mol 3 /l 3 . Ang produkto ng mga konsentrasyon ng mga ion sa solusyon {c(Ag +)) 2. c(SO 4 2-) \u003d (0.02 mol / l) 2. 0.01 mol / l \u003d 4. 10 –6 mol 3 /l 3 . Ang produkto ng konsentrasyon ay mas mababa kaysa sa produkto ng solubility, kaya walang nabuong precipitate. 20.6. Degree ng conversion (degree ng protolysis, degree ng dissociation, degree ng hydrolysis) Ang kahusayan ng reaksyon ay karaniwang sinusuri sa pamamagitan ng pagkalkula ng ani ng produkto ng reaksyon (Seksyon 5.11). Gayunpaman, maaari mo ring suriin ang kahusayan ng reaksyon sa pamamagitan ng pagtukoy kung anong bahagi ng pinakamahalaga (karaniwang pinakamahal) na sangkap ang naging target na produkto ng reaksyon, halimbawa, kung anong bahagi ng SO 2 ang naging SO 3 sa panahon ng paggawa ng sulpuriko. acid, iyon ay, hanapin antas ng conversion orihinal na sangkap. Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O chlorine (reagent) ay pantay na na-convert sa potassium chloride at potassium hypochlorite. Sa reaksyong ito, kahit na may 100% na ani ng KClO, ang antas ng conversion ng chlorine dito ay 50%. Ang dami na alam mo - ang antas ng protolysis (talata 12.4) - ay isang espesyal na kaso ng antas ng conversion: Sa loob ng balangkas ng TED, ang mga katulad na dami ay tinatawag antas ng paghihiwalay mga acid o base (tinatawag ding antas ng protolysis). Ang antas ng dissociation ay nauugnay sa dissociation constant ayon sa Ostwald dilution law. Sa loob ng balangkas ng parehong teorya, ang ekwilibriyo ng hydrolysis ay nailalarawan sa pamamagitan ng antas ng hydrolysis (h), habang ginagamit ang mga sumusunod na expression na nauugnay ito sa paunang konsentrasyon ng sangkap ( Sa) at dissociation constants ng mahinang acids (K HA) at mahinang base na nabuo sa panahon ng hydrolysis ( K MOH): Ang unang expression ay may bisa para sa hydrolysis ng asin ng mahinang acid, ang pangalawa para sa asin ng mahinang base, at ang pangatlo para sa asin ng mahinang acid at mahinang base. Ang lahat ng mga expression na ito ay magagamit lamang para sa mga dilute na solusyon na may antas ng hydrolysis na hindi hihigit sa 0.05 (5%). Batas ng mass action, homophasic reactions, heterophase reactions, solid phase reactions, Autoprotolysis constant (ionic product), dissociation (ionization) constant, degree of dissociation (ionization), hydrogen index, hydroxide index, hydrolysis constant, solvation constant (solubility product) , antas ng conversion. Ilista ang mga salik na nagbabago sa ekwilibriyong kemikal at nagbabago sa pare-parehong ekwilibriyo. Anong mga salik ang posible na ilipat ang ekwilibriyong kemikal nang hindi binabago ang pare-parehong ekwilibriyo? Kinakailangang maghanda ng solusyon na naglalaman ng 0.5 mol NaCl, 0.16 mol KCl at 0.24 mol K 2 SO 4 sa 1 litro. Paano ito gagawin, na mayroon ka lamang sodium chloride, potassium chloride at sodium sulfate? Tukuyin ang antas ng protolysis ng acetic, hydrocyanic at nitric acid sa mga solusyong decimolar, centomolar at millimolar. Ang antas ng protolysis ng butyric acid sa isang 0.2 M na solusyon ay 0.866%. Tukuyin ang pare-pareho ng kaasiman ng sangkap na ito. Sa anong konsentrasyon ng solusyon ang antas ng protolysis ng nitrous acid ay magiging 0.2? Gaano karaming tubig ang dapat idagdag sa 300 ml ng 0.2 M acetic acid solution upang madoble ang antas ng acid protolysis? Tukuyin ang antas ng protolysis ng hypochlorous acid kung pH = 6 sa solusyon nito. Ano ang konsentrasyon ng acid sa solusyon na ito? Ang pH ng solusyon ay 3. Ano ang dapat na konsentrasyon ng a) nitric acid, b) acetic acid para dito? Paano dapat baguhin ang konsentrasyon ng a) oxonium ions, b) hydroxide ions sa isang solusyon upang ang pH ng solusyon ay tumaas ng isa? Ilang oxonium ions ang nasa 1 ml ng solusyon sa pH = 12? Paano magbabago ang pH ng tubig kung ang 0.4 g ng NaOH ay idinagdag sa 10 litro nito? Kalkulahin ang mga konsentrasyon ng oxonium ions at hydroxide ions, pati na rin ang mga halaga ng hydrogen at hydroxide index sa mga sumusunod na may tubig na solusyon: a) 0.01 M HCl solution; b) 0.01 M na solusyon ng CH 3 COOH; c) 0.001 M NaOH na solusyon; d) 0.001 M NH 3 solusyon. Gamit ang mga halaga ng mga produktong solubility na ibinigay sa apendiks, tukuyin ang konsentrasyon at mass fraction ng mga solute sa isang solusyon ng a) silver chloride, b) calcium sulfate, c) aluminum phosphate. Tukuyin ang dami ng tubig na kinakailangan upang matunaw ang barium sulfate na tumitimbang ng 1 g sa 25 o C. Ano ang mass ng pilak sa anyo ng mga ions sa 1 litro ng silver bromide solution na saturated sa 25 o C? Anong dami ng solusyon ng silver sulfide na saturated sa 25 o C ang naglalaman ng 1 mg ng solute? Nabubuo ba ang isang namuo kung ang isang katumbas na dami ng 0.4 M KCl solution ay idinagdag sa isang 0.05 M Pb(NO 3) 2 na solusyon? Tukuyin kung bubuo ang isang precipitate pagkatapos magbuhos ng 5 ml ng 0.004 M CdCl 2 na solusyon at 15 ml ng 0.003 M KOH na solusyon. Ang mga sumusunod na sangkap ay nasa iyong pagtatapon: NH 3 , KHS, Fe, Al(OH) 3 , CaO, NaNO 3 , CaCO 3 , N 2 O 5 , LiOH, Na 2 SO 4 . 10H 2 O, Mg (OH) Cl, Na, Ca (NO 2) 2. 4H 2 O, ZnO, NaI. 2H 2 O, CO 2 , N 2 , Ba(OH) 2 . 8H 2 O, AgNO 3 . Para sa bawat isa sa mga sangkap na ito, sa isang hiwalay na kard, sagutin ang mga sumusunod na tanong: 1) Ano ang uri ng istraktura ng sangkap na ito sa ilalim ng normal na mga kondisyon (molecular o non-molecular)? 2) Sa anong estado ng pagsasama-sama ang sangkap na ito sa temperatura ng silid? 3) Anong uri ng mga kristal ang nabubuo ng sangkap na ito? 4) Ilarawan ang chemical bond sa substance na ito. 5) Anong klase ayon sa tradisyunal na klasipikasyon nabibilang ang sangkap na ito? 6) Paano nakikipag-ugnayan ang sangkap na ito sa tubig? Kung ito ay natunaw o tumutugon, ibigay ang chemical equation. Maaari ba nating baligtarin ang prosesong ito? Kung gagawin natin, sa ilalim ng anong mga kondisyon? Anong mga pisikal na dami ang maaaring makilala ang estado ng ekwilibriyo sa prosesong ito? Kung ang isang sangkap ay natutunaw, paano madaragdagan ang solubility nito? 7) Posible bang isagawa ang reaksyon ng sangkap na ito na may hydrochloric acid? Kung maaari, sa ilalim ng anong mga kondisyon? Ibigay ang equation ng reaksyon. Bakit nangyayari ang ganitong reaksyon? Reversible ba siya? Kung mababaligtad, sa ilalim ng anong mga kondisyon? Paano mapataas ang ani sa reaksyong ito? Ano ang magbabago kung gagamit tayo ng dry hydrogen chloride sa halip na hydrochloric acid? Ibigay ang kaukulang equation ng reaksyon. 8) Posible bang isagawa ang reaksyon ng sangkap na ito sa isang solusyon ng sodium hydroxide? Kung maaari, sa ilalim ng anong mga kondisyon? Ibigay ang equation ng reaksyon. Bakit nangyayari ang ganitong reaksyon? Reversible ba siya? Kung mababaligtad, pagkatapos ay sa ilalim ng anong mga kondisyon? Paano mapataas ang ani sa reaksyong ito? Ano ang magbabago kung ang tuyong NaOH ang gagamitin sa halip na solusyon ng sodium hydroxide? Ibigay ang kaukulang equation ng reaksyon. 9) Ibigay ang lahat ng paraan na alam mo para sa pagkuha ng sangkap na ito. 10) Ibigay ang lahat ng pangalan ng sangkap na ito na kilala mo. Kapag sinasagot ang mga tanong na ito, maaari mong gamitin ang anumang sangguniang literatura. Mga artikulo sa kamakailang seksyon: