Capitolul 20. Descriere cantitativă echilibru chimic
20.1. Legea acțiunii în masă
Ați făcut cunoștință cu legea acțiunii în masă studiind echilibrul reversibilului reacții chimice(Capitolul 9 § 5). Amintiți-vă că la temperatură constantă pentru o reacție reversibilă
A A+ b B d D+ f Flegea acțiunii în masă este exprimată prin ecuație
Știți că atunci când aplicați legea acțiunii în masă este important să știți în ce starea de agregare se localizează substanţele implicate în reacţie. Dar nu numai asta: numărul și raportul fazelor sunt importante, într-un dat sistem chimic. În funcție de numărul de faze, reacțiile sunt împărțite în homofazic, Și heterofazic. Printre cele heterofazice sunt fază solidă reactii.
| Reacție omofazică– o reacție chimică în care toți participanții sunt în aceeași fază. |
Această fază poate fi un amestec de gaze (fază gazoasă) sau o soluție lichidă (fază lichidă). În acest caz, toate particulele care participă la reacție (A, B, D și F) sunt capabile să efectueze mișcare haotică independent unele de altele, iar reacția reversibilă are loc pe întregul volum al sistemului de reacție. Evident, astfel de particule pot fi fie molecule de substanțe gazoase, fie molecule sau ioni care formează un lichid. Exemple de reacții homofază reversibile sunt reacțiile de sinteză a amoniacului, arderea clorului în hidrogen, reacția dintre amoniac și hidrogen sulfurat într-o soluție apoasă etc.
Dacă cel puțin o substanță care participă la reacție se află într-o fază diferită de celelalte substanțe, atunci reacția reversibilă are loc numai la interfață și se numește reacție heterofază.
| Reacție heterofazică- o reacție chimică ai cărei participanți se află în faze diferite. |
Reacțiile heterofazice reversibile includ reacții care implică substanțe gazoase și solide (de exemplu, descompunerea carbonatului de calciu), substanțe lichide și solide (de exemplu, precipitarea dintr-o soluție de sulfat de bariu sau reacția zincului cu acid clorhidric), precum și substanțe gazoase. și substanțe lichide.
Un caz special de reacții heterofazice sunt reacțiile în fază solidă, adică reacțiile în care toți participanții sunt substanțe solide.
De fapt, ecuația (1) este valabilă pentru orice reacție reversibilă, indiferent căreia dintre grupurile enumerate îi aparține. Dar într-o reacție heterofază, concentrațiile de echilibru ale substanțelor într-o fază mai ordonată sunt valori constante și pot fi combinate într-o constantă de echilibru (vezi Capitolul 9, § 5).
Deci, pentru o reacție heterofază
A A g + b B cr d D g + f F crlegea acţiunii în masă va fi exprimată prin relaţia
Tipul acestei relații depinde de substanțele care participă la reacție sunt în stare solidă sau lichidă (lichid dacă substanțele rămase sunt gaze).
În expresiile legii acțiunii masei (1) și (2), formulele moleculelor sau ionilor din paranteze pătrate înseamnă concentrația de echilibru a acestor particule într-un gaz sau soluție. În acest caz, concentrațiile nu trebuie să fie mari (nu mai mult de 0,1 mol/l), deoarece aceste rapoarte sunt valabile numai pentru gazele ideale și soluțiile ideale. (La concentrații mari, legea acțiunii masei rămâne valabilă, dar în loc de concentrare este necesară utilizarea unei alte mărimi fizice (așa-numita activitate), care ține cont de interacțiunile dintre particulele unui gaz sau soluție. Activitatea nu este proporţională cu concentrarea).
Legea acțiunii în masă este aplicabilă nu numai reacțiilor chimice reversibile și multe reacții reversibile. procese fizice, de exemplu, echilibrele interfazate ale substanțelor individuale în timpul tranziției lor de la o stare de agregare la alta. Asa de, proces reversibil evaporarea – condensarea apei poate fi exprimată prin ecuație
H2O din H2O g
Pentru acest proces, putem scrie ecuația constantă de echilibru:
Relația rezultată confirmă, în special, afirmația cunoscută de fizică conform căreia umiditatea aerului depinde de temperatură și presiune.
20.2. Constanta de autoprotoliza (produs ionic)
O altă aplicație a legii acțiunii în masă cunoscută de dumneavoastră este descrierea cantitativă a autoprotolizei (Capitolul X § 5). Știți că echilibrul omofazat se observă în apa pură?
2H 2 O H 3 O + + OH -
pentru o descriere cantitativă a căreia putem folosi legea acțiunii în masă, a cărei expresie matematică este constantă de autoprotoliză (produs ionic) apă
Autoprotoliza este caracteristică nu numai apei, ci și multor alte lichide ale căror molecule sunt interconectate prin legături de hidrogen, de exemplu, amoniac, metanol și fluorură de hidrogen:
| 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - | K(NH3) = 1,91. 10 –33 (la –50 o C); |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | K(CH30H) = 4,90. 10 –18 (la 25 o C); |
| 2HF H 2 F + + F - | K(HF) = 2,00. 10 –12 (la 0 o C). |
Pentru acestea și multe alte substanțe sunt cunoscute constante de autoprotoliză, care sunt luate în considerare la alegerea unui solvent pentru anumite reacții chimice.
Simbolul este adesea folosit pentru a desemna constanta de autoprotoliză K S.
Constanta de autoprotoliza nu depinde de teoria în care este luată în considerare autoprotoliza. Valorile constantelor de echilibru, dimpotrivă, depind de modelul adoptat. Să verificăm acest lucru comparând descrierea autoprotolizei apei conform teoriei protolitice (coloana din stânga) și conform teoriei învechite, dar încă utilizate pe scară largă disociere electrolitică(coloana din dreapta):
Conform teoriei disocierii electrolitice, s-a presupus că moleculele de apă se disociază (se descompun) parțial în ioni de hidrogen și ioni de hidroxid. Teoria nu a explicat nici motivele, nici mecanismul acestei „degradări”. Denumirea „constantă de autoprotoliză” este de obicei folosită în teoria protolitică, iar „produsul ionic” este folosit în teoria disocierii electrolitice.
20.3. Constantele de aciditate și bazicitate. Valoarea pH-ului
Legea acțiunii în masă este folosită și pentru a caracteriza cantitativ proprietățile acido-bazice ale diferitelor substanțe. În teoria protolitică, constantele de aciditate și bazicitate sunt utilizate pentru aceasta, iar în teoria disocierii electrolitice - constante de disociere.
Știți deja cum explica teoria protolitică proprietățile acido-bazice ale substanțelor chimice (Capitolul XII § 4). Să comparăm această abordare cu abordarea teoriei disocierii electrolitice folosind exemplul unei reacții homofază reversibile cu apa acidului cianhidric HCN - un acid slab (în stânga - conform teoriei protolitice, în dreapta - conform teoriei de disociere electrolitică):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
K K(HCN) = K C. = = 4,93. 10 –10 mol/l |
HCN H + + CN –
Constanta de echilibru K C in acest caz se numeste constanta de disociere(sau constanta de ionizare), notat LAși este egală cu constanta de aciditate din teoria protolitică. K = 4,93. 10 –10 mol/l |
Gradul de protoliză a unui acid slab () în teoria disocierii electrolitice se numește gradul de disociere(cu excepția cazului în care această teorie consideră că substanța este un acid).
În teoria protolitică, pentru a caracteriza o bază, puteți folosi constanta ei de bazicitate sau vă puteți descurca cu constanta de aciditate a acidului conjugat. În teoria disocierii electrolitice, numai substanțele care se disociază în soluție în ioni de cationi și hidroxid erau considerate baze, prin urmare, de exemplu, s-a presupus că o soluție de amoniac conține „hidroxid de amoniu”, iar mai târziu – hidrat de amoniac
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
K O (NH3) = K C .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + + OH –
Constanta de echilibru K C iar in acest caz se numeste constanta de disociere, notata LAși este egală cu constanta de bazicitate. K = 1,74. 10–5 mol/l Nu există un concept de acid conjugat în această teorie. Ionul de amoniu nu este considerat un acid. Mediul acid din soluțiile de săruri de amoniu se explică prin hidroliză. |
1,74. 10 –5 mol/l
Dificultăți și mai mari în teoria disocierii electrolitice sunt cauzate de descrierea proprietăților de bază ale altor substanțe care nu conțin hidroxili, de exemplu, amine (metilamină CH 3 NH 2, anilina C 6 H 5 NH 2 etc.).
Pentru a caracteriza proprietățile acide și bazice ale soluțiilor, se utilizează o altă mărime fizică - Valoarea pH-ului(indicat de pH, citiți „peh”). În cadrul teoriei disocierii electrolitice, indicele de hidrogen a fost determinat după cum urmează:
pH = –lg
Mai mult definiție precisă, ținând cont de absența ionilor de hidrogen în soluție și de imposibilitatea luării de logaritmi ai unităților de măsură:
pH = –lg()
Ar fi mai corect să numim această cantitate „oxoniu” mai degrabă decât indicele de hidrogen, dar această denumire nu este folosită.
Determinat similar cu hidrogenul indicele de hidroxid(notat pOH, citiți „pe oash”).
pOH = –lg()
Parantezele care indică valoarea numerică a unei cantități în expresii pentru indicatorii de hidrogen și hidroxid de foarte multe ori nu sunt plasate, uitând că este imposibil să logaritmi mărimile fizice.
Deoarece produsul ionic al apei este o valoare constantă nu numai în apa pură, ci și în soluții diluate de acizi și baze, indicatorii de hidrogen și hidroxid sunt legați:
K(H 2 O) = = 10 –14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = –14
pH + pHOH = 14
În apă pură = = 10 –7 mol/l, prin urmare, pH = pOH = 7.
Într-o soluție acidă (în soluție acidă) există un exces de ioni de oxoniu, concentrația acestora este mai mare de 10 –7 mol/l și, prin urmare, pH-ul< 7.
Într-o soluție de bază (soluție alcalină), dimpotrivă, există un exces de ioni de hidroxid și, prin urmare, concentrația ionilor de oxoniu este mai mică de 10 –7 mol/l; în acest caz pH > 7.
20.4. Constanta de hidroliza
În cadrul teoriei disocierii electrolitice, hidroliza reversibilă (hidroliza sărurilor) este considerată un proces separat și se disting cazurile de hidroliză.
- săruri ale unei baze puternice și ale unui acid slab,
- săruri ale unei baze slabe și ale unui acid puternic, precum și
- săruri ale unei baze slabe și ale unui acid slab.
Să luăm în considerare aceste cazuri în paralel în cadrul teoriei protolitice și în cadrul teoriei disocierii electrolitice.
Sare cu o bază tare și cu un acid slab
Ca prim exemplu, luați în considerare hidroliza KNO2, o sare a unei baze puternice și a unui acid monobazic slab.
| K+, NO2- și H20. NO 2 - este o bază slabă, iar H 2 O este un amfolit, prin urmare, este posibilă o reacție reversibilă NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - , al cărui echilibru este descris de constanta de bazicitate a ionului nitrit și poate fi exprimat în termeni de constanta de aciditate a acidului azot: K o (NO 2 -) = |
Când această substanță se dizolvă, se disociază ireversibil în ioni K + și NO 2 -: KNO 2 = K + + NO 2 - H2O H + + OH - Odată cu prezența simultană a ionilor H + și NO 2 - în soluție, are loc o reacție reversibilă H + + NO2 - HNO2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Echilibrul reacției de hidroliză este descris de constanta de hidroliză ( Kh) și poate fi exprimat prin constanta de disociere ( LA e) acid azotat: K h = Kc .
= |
După cum puteți vedea, în acest caz, constanta de hidroliză este egală cu constanta de bazicitate a particulei de bază.
În ciuda faptului că hidroliza reversibilă are loc numai în soluție, atunci când apa este îndepărtată este complet „suprimată” și, prin urmare, produsele acestei reacții nu pot fi obținute, în cadrul teoriei disocierii electrolitice, ecuația moleculară a hidrolizei este scris:
KNO2 + H2O KOH + HNO2
Ca un alt exemplu, luați în considerare hidroliza Na 2 CO 3 - o sare a unei baze puternice și a unui acid dibazic slab. Linia de raționament aici este complet similară. În cadrul ambelor teorii, se obține ecuația ionică:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
În cadrul teoriei protolitice, se numește ecuația protolizei ionului carbonat, iar în cadrul teoriei disocierii electrolitice, se numește ecuația ionică a hidrolizei carbonatului de sodiu.
Na2C03 + H20 NaHC03 + NaOH
În cadrul TED, constanta de bazicitate a ionului carbonat se numește constantă de hidroliză și este exprimată prin „constanta de disociere din a doua etapă a acidului carbonic”, adică prin constanta de aciditate a ionului hidrocarbonat.
De remarcat că în aceste condiții, HCO 3 -, fiind o bază foarte slabă, practic nu reacționează cu apa, deoarece posibila protoliză este suprimată prin prezența particulelor de bază foarte puternice în soluție - ioni de hidroxid.
Sare de bază slabă și acid tare
Să luăm în considerare hidroliza NH 4 Cl. În cadrul TED, este o sare a unei baze slabe cu un acid și a unui acid puternic.
| Soluția acestei substanțe conține particule: NH4+, CI- şi H20. NH 4 + este un acid slab, iar H 2 O este un amfolit, prin urmare, este posibilă o reacție reversibilă NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , al cărui echilibru este descris de constanta de aciditate a ionului de amoniu și poate fi exprimat în termeni de constanta de bazicitate a amoniacului: KK(NH4+) = |
Când această substanță se dizolvă, se disociază ireversibil în ioni NH 4 + și Cl -: NH 4 Cl = NH 4 + + Cl - apa - electrolit slabși disociază reversibil: H2O H + + OH - NH4++ OH-NH3. H2O Adăugând ecuațiile acestor două reacții reversibile și introducând termeni similari, obținem ecuația ionică a hidrolizei NH4+ + H20NH3. H2O+H+ Echilibrul reacției de hidroliză este descris de constanta de hidroliză și poate fi exprimat în termeni de constanta de disociere a hidratului de amoniac: K h = |
În acest caz, constanta de hidroliză este egală cu constanta de aciditate a ionului de amoniu. Constanta de disociere a hidratului de amoniac este egală cu constanta de bazicitate a amoniacului.
Ecuația moleculară hidroliza (în cadrul TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O+HCI
Un alt exemplu de reacție de hidroliză a sărurilor de acest tip este hidroliza ZnCl2.
| Soluția acestei substanțe conține particule: Zn 2+ aq, CI- şi H20. Ionii de zinc sunt 2+ acvații și sunt acizi cationici slabi, iar H2O este un amfolit, prin urmare este posibilă o reacție reversibilă 2= + H 2 O + + H 3 O + , al cărui echilibru este descris de constanta de aciditate a cationului de zinc și poate fi exprimat prin constanta de bazicitate a ionului triaquahidroxozinc: K K ( 2+ ) = = | Când această substanță se dizolvă, se disociază ireversibil în ioni Zn 2+ și Cl -: ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl - Apa este un electrolit slab și se disociază reversibil: H2O H + + OH - Odată cu prezența simultană a ionilor OH - și Zn 2+ în soluție, are loc o reacție reversibilă Zn2+ + OH - ZnOH + Adăugând ecuațiile acestor două reacții reversibile și introducând termeni similari, obținem ecuația ionică a hidrolizei Zn2+ + H2O ZnOH + + H + Echilibrul reacției de hidroliză este descris de constanta de hidroliză și poate fi exprimat prin „constanta de disociere din a doua etapă a hidroxidului de zinc”: K h = |
Constanta de hidroliză a acestei săruri este egală cu constanta de aciditate a acvației de zinc, iar constanta de disociere a hidroxidului de zinc în a doua etapă este constanta de bazicitate a ionului +.
Ionul .+ este un acid mai slab decât ionul 2+, deci practic nu reacționează cu apa, deoarece această reacție este suprimată datorită prezenței ionilor de oxoniu în soluție. În cadrul TED, această afirmație sună astfel: „hidroliza clorurii de zinc în a doua etapă practic nu are loc”.
Ecuația moleculară a hidrolizei (în cadrul TED):
ZnCl2 + H2O Zn(OH)CI + HCI.
Sare cu o bază slabă și un acid slab
Cu excepția sărurilor de amoniu, astfel de săruri sunt în general insolubile în apă. Prin urmare, să luăm în considerare acest tip de reacție folosind cianura de amoniu NH 4 CN ca exemplu.
| Soluția acestei substanțe conține particule: NH4+, CN- şi H20. NH 4 + este un acid slab, CN - este o bază slabă și H 2 O este un amfolit, prin urmare, sunt posibile următoarele reacții reversibile: NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , (1) CN- + H2O HCN + OH-, (2) NH4 + + CN - NH3 + HCN. (3) Ultima reacție este de preferat deoarece, spre deosebire de primele două, produce atât un acid slab, cât și o bază slabă. Această reacție are loc în mod predominant atunci când cianura de amoniu este dizolvată în apă, dar este imposibil să se detecteze acest lucru prin modificarea acidității soluției. Ușoară alcalinizare a soluției se datorează faptului că a doua reacție este încă ceva mai preferată decât prima, deoarece constanta de aciditate a acidului cianhidric (HCN) este mult mai mică decât constanta de bazicitate a amoniacului. Echilibrul în acest sistem este caracterizat prin constanta de aciditate a acidului cianhidric, constanta de bazicitate a amoniacului și constanta de echilibru a celei de-a treia reacții:
Să exprimăm concentrația de echilibru a acidului cianhidric din prima ecuație și concentrația de echilibru a amoniacului din a doua ecuație și să înlocuim aceste valori în a treia ecuație. Ca rezultat obținem
|
Când această substanță se dizolvă, se disociază ireversibil în ioni NH 4 + și CN -: NH 4 CN = NH 4 + + CN - Apa este un electrolit slab și se disociază reversibil: H2O H + + OH - Odată cu prezența simultană a ionilor OH - și NH 4 + în soluție, are loc o reacție reversibilă NH4++ OH-NH3. H2O Și odată cu prezența simultană a ionilor H + și CN -, are loc o altă reacție reversibilă Adăugând ecuațiile acestor trei reacții reversibile și adăugând termeni similari, obținem ecuația ionică a hidrolizei NH4+ + CN-+ H20NH3. H2O+HCN Forma constantei de hidroliză în acest caz este următoarea: K h = Și poate fi exprimat prin constanta de disociere a hidratului de amoniac și constanta de disociere a acidului cianhidric: K h = |
Ecuația moleculară a hidrolizei (în cadrul TED):
NH4CN + H20NH3. H2O+HCN
20.5. Constanta de solvație (produsul solubilității)
Procesul de dizolvare chimică a unui solid în apă (și nu numai în apă) poate fi exprimat printr-o ecuație. De exemplu, în cazul dizolvării clorurii de sodiu:
NaCl cr + ( n+m)H2O = + + -
Această ecuație arată clar că cel mai important motiv pentru dizolvarea clorurii de sodiu este hidratarea ionilor Na + și Cl -.
Într-o soluție saturată, se stabilește un echilibru heterofazic:
NaCl cr + ( n+m)H2O + + - ,
care se supune legii acţiunii în masă. Dar, deoarece solubilitatea clorurii de sodiu este destul de semnificativă, expresia constantei de echilibru în acest caz poate fi scrisă numai folosind activitățile ionilor, care nu sunt întotdeauna cunoscute.
În cazul echilibrului într-o soluție dintr-o substanță ușor solubilă (sau practic insolubilă), expresia constantei de echilibru într-o soluție saturată poate fi scrisă folosind concentrațiile de echilibru. De exemplu, pentru echilibru într-o soluție saturată de clorură de argint
AgCl cr + ( n+m)H2O + + -
Deoarece concentrația de echilibru a apei într-o soluție diluată este aproape constantă, putem scrie
KG (AgCl) = K C . n+m = .
Același lucru este simplificat
K G (AgCl) = sau K G (AgCl) =
Valoarea rezultată ( K D) se numește constante de hidratare(în cazul oricăruia, și nu doar solutii apoase – constante de solvatare).
În cadrul teoriei disocierii electrolitice, echilibrul într-o soluție de AgCl se scrie după cum urmează:
AgCl cr Ag + + Cl –
Se numește constanta corespunzătoare produs de solubilitate si este desemnata prin literele PR.
PR(AgCl) =
În funcție de raportul dintre cationi și anioni în unitate de formulă expresia constantei de solvație (produsul de solubilitate) poate fi diferită, de exemplu:
Valorile constantelor de hidratare (produși de solubilitate) ale unor substanțe slab solubile sunt date în Anexa 15.
Cunoscând produsul de solubilitate, este ușor de calculat concentrația unei substanțe într-o soluție saturată. Exemple:
1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-
PR(BaSO4) = = 1,8. 10 –10 mol 2 /l 2.
c(BaSO4) = = = = 
= 1,34. 10 –5 mol/l.
2. Ca(OH) 2cr Ca 2+ + 2OH -
PR = 2 = 6,3. 10 –6 mol 3 /l 3.
2 PR = (2) 2 = 4 3
c = = 
= 
= 1,16. 10 –2 mol/l.
Dacă, în timpul unei reacții chimice, în soluție apar ioni care fac parte dintr-o substanță slab solubilă, atunci, cunoscând produsul solubilității acestei substanțe, este ușor de determinat dacă va precipita.
Exemple:
1. Se va forma un precipitat de hidroxid de cupru atunci când se adaugă 100 ml dintr-o soluție 0,01 M de hidroxid de calciu la un volum egal de soluție 0,001 M de sulfat de cupru?
Cu2+ + 2OH - Cu(OH)2
Se formează un precipitat de hidroxid de cupru dacă produsul concentrațiilor ionilor Cu 2+ și OH - este mai multă muncă solubilitatea acestui hidroxid puțin solubil. După îmbinarea soluțiilor de volum egal, volumul total al soluției va deveni de două ori mai mare decât volumul fiecăreia dintre soluțiile originale, prin urmare concentrația fiecăreia dintre substanțele care reacţionează (înainte de începerea reacției) va scădea la jumătate. Concentrația ionilor de cupru în soluția rezultată
c(Cu2+) = (0,001 mol/l): 2 = 0,0005 mol/l.
concentrația de ioni de hidroxid -
c(OH-) = (2, 0,01 mol/l): 2 = 0,01 mol/l.
Produs de solubilitate hidroxid de cupru
PR = 2 = 5,6. 10–20 mol 3 /l 3.
c(Cu 2+). ( c(OH-))2 = 0,0005 mol/l. (0,01 mol/l) 2 = 5. 10 –8 mol 3 /l 3.
Produsul concentrațiilor este mai mare decât produsul solubilității, prin urmare, se va forma un precipitat.
2. Se va forma un precipitat de sulfat de argint atunci când se combină volume egale de soluție de sulfat de sodiu 0,02 M și soluție de azotat de argint 0,04 M?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Concentrația ionilor de argint în soluția rezultată
c(Ag +) = (0,04 mol/l): 2 = 0,02 mol/l.
Concentrația ionilor de sulfat în soluția rezultată
c(S042-) = (0,02 mol/l): 2 = 0,01 mol/l.
Produs de solubilitate sulfat de argint
PR(Ag 2 SO 4) = 2. = 1,2. 10 –5 mol 3 /l 3.
Produsul concentrațiilor ionilor în soluție
{c(Ag +)) 2. c(SO42-) = (0,02 mol/l) 2. 0,01 mol/l = 4. 10 –6 mol 3 /l 3.
Produsul concentrațiilor este mai mic decât produsul solubilității, prin urmare, nu se formează precipitat.
20.6. Grad de conversie (grad de protoliză, grad de disociere, grad de hidroliză)
Eficiența unei reacții este de obicei evaluată prin calcularea randamentului produsului de reacție (secțiunea 5.11). În același timp, eficiența reacției poate fi, de asemenea, evaluată determinând ce parte din substanța cea mai importantă (de obicei cea mai scumpă) a fost transformată în produsul de reacție țintă, de exemplu, ce parte din SO2 a fost transformată în SO3 în timpul producției de acid sulfuric, adică găsiți gradul de conversie substanță originală.
CI2 + 2KOH = KCI + KClO + H2O
clorul (reactivul) este transformat în mod egal în clorură de potasiu și hipoclorit de potasiu. În această reacție, chiar și cu un randament de 100% KClO, gradul de conversie a clorului în acesta este de 50%.
Valoarea pe care o cunoașteți este gradul de protoliză (paragraful 12.4) - caz special grade de conversie:
În cadrul TED, sunt numite cantități similare gradul de disociere acizi sau baze (denumite și gradul de protoliză). Gradul de disociere este legat de constanta de disociere conform legii diluției lui Ostwald.
În cadrul aceleiași teorii, echilibrul de hidroliză se caracterizează prin gradul de hidroliză (h), și se folosesc următoarele expresii care o raportează la concentrația inițială a substanței ( Cu) și constantele de disociere ale acizilor slabi (K HA) și ale bazelor slabe formate în timpul hidrolizei ( K MOH):
Prima expresie este valabilă pentru hidroliza unei săruri a unui acid slab, a doua - săruri ale unei baze slabe, iar a treia - săruri ale unui acid slab și unei baze slabe. Toate aceste expresii pot fi utilizate numai pentru soluții diluate cu un grad de hidroliză de cel mult 0,05 (5%).
Legea acțiunii masei, reacții homofază, reacții heterofază, reacții în fază solidă, constantă de autoprotoliză (produs ionic), constantă de disociere (ionizare), grad de disociere (ionizare), indice de hidrogen, indice de hidroxid, constantă de hidroliză, constantă de solvație (produs de solubilitate) ), gradul de conversie .
- Enumerați factorii care modifică echilibrul chimic și modifică constanta de echilibru.
- Ce factori vă permit să schimbați echilibrul chimic fără a schimba constanta de echilibru?
- Este necesar să se pregătească o soluție care conține 0,5 moli NaCl, 0,16 moli KCl și 0,24 moli K2SO4 în 1 litru. Cum să faci asta doar cu clorură de sodiu, clorură de potasiu și sulfat de sodiu la dispoziția ta?
- Determinați gradul de protoliză a aceticului, cianhidric și acizi azoticiîn soluții decimolare, centimolare și milimolare.
- Gradul de protoliza acidului butiric într-o soluție 0,2 M este de 0,866%. Determinați constanta de aciditate a acestei substanțe.
- La ce concentrație a soluției gradul de protoliză al acidului azot va fi egal cu 0,2?
- Câtă apă trebuie adăugată la 300 ml de soluție de acid acetic 0,2 M pentru ca gradul de protoliză acidă să se dubleze?
- Determinați gradul de protoliză a acidului hipobrom dacă soluția sa are pH = 6. Care este concentrația de acid în această soluție?
- Indicele de hidrogen al soluției este 3. Pentru aceasta, care ar trebui să fie concentrația acidului a) azotic, b) acetic?
- Cum ar trebui să se modifice concentrația a) ionilor de oxoniu, b) hidroxidului din soluție, astfel încât valoarea pH-ului soluției să crească cu unu?
- Câți ioni de oxoniu sunt conținute în 1 ml de soluție la pH = 12?
- Cum se va schimba valoarea pH-ului apei dacă se adaugă 0,4 g de NaOH la 10 litri?
- Calculați concentrațiile ionilor de oxoniu și hidroxid, precum și valorile indicatorilor de hidrogen și hidroxid în următoarele soluții apoase: a) soluție de HCl 0,01 M; b) soluţie 0,01 M de CH3COOH; c) soluţie de NaOH 0,001 M; d) Soluție NH3 0,001 M.
- Folosind produsele de solubilitate date în anexă, se determină concentrația și fractiune in masa substanțe dizolvate într-o soluție de a) clorură de argint, b) sulfat de calciu, c) fosfat de aluminiu.
- Determinați volumul de apă necesar pentru a dizolva sulfatul de bariu cântărind 1 g la 25 o C.
- Care este masa de argint prezentă sub formă de ioni în 1 litru de soluție de bromură de argint saturată la 25 o C?
- Ce volum de soluție de sulfură de argint saturată la 25 o C conține 1 mg de substanță dizolvată?
- Se va forma un precipitat dacă se adaugă un volum egal de soluție de KCl 0,4 M la o soluție 0,05 M de Pb(NO3)2?
- Determinați dacă se va forma un precipitat după turnarea a 5 ml de soluție de CdCl 2 0,004 M și a 15 ml de soluție de KOH 0,003 M.
- Următoarele substanțe sunt disponibile la dispoziția dumneavoastră: NH 3, KHS, Fe, Al(OH) 3, CaO, NaNO 3, CaCO 3, N 2 O 5, LiOH, Na 2 SO 4. 10H20, Mg(OH)CI, Na, Ca(N02)2. 4H20, ZnO, Nal. 2H20, CO2, N2, Ba(OH)2. 8H20, AgN03. Pentru fiecare dintre aceste substanțe, răspundeți la următoarele întrebări pe un card separat:
1) Care este tipul de structură a acestei substanțe în condiții normale (moleculară sau nemoleculară)?
2) În ce stare de agregare se află această substanță la temperatura camerei?
3) Ce tip de cristale formează această substanță?
4) Descrieți legătură chimicăîn această substanță.
5) Cărei clase aparține această substanță conform clasificării tradiționale?
6) Cum interacționează această substanță cu apa? Dacă se dizolvă sau reacționează, dați ecuația chimică. Putem inversa acest proces? Dacă o facem, atunci în ce condiții? Ce mărimi fizice pot caracteriza starea de echilibru în acest proces? Dacă o substanță este solubilă, cum poate crește solubilitatea ei?
7) Este posibil să reacţioneze această substanţă cu acidul clorhidric? Dacă se poate, atunci în ce condiții? Dați ecuația reacției. De ce apare această reacție? Este reversibil? Dacă este reversibil, atunci în ce condiții? Cum va crește randamentul în această reacție? Ce se va schimba dacă se folosește acid clorhidric uscat în locul acidului clorhidric? Dați ecuația reacției corespunzătoare.
8) Este posibil să reacţioneze această substanţă cu o soluţie de hidroxid de sodiu? Dacă se poate, atunci în ce condiții? Dați ecuația reacției. De ce apare această reacție? Este reversibil? Dacă este reversibil, atunci în ce condiții? Cum va crește randamentul în această reacție? Ce se schimbă dacă utilizați NaOH uscat în loc de soluție de hidroxid de sodiu? Dați ecuația reacției corespunzătoare.
9) Oferă toate metodele cunoscute de tine pentru obținerea acestei substanțe.
10) Dați toate denumirile acestei substanțe cunoscute de dvs.
Când răspundeți la aceste întrebări, puteți utiliza orice literatură de referință.
Folosind metoda pH-metriei
Măsurătorile se efectuează în soluții diluate, luând coeficientul de activitate egal cu unitatea.
Dacă nu luăm în considerare reacția de autoprotoliză a apei, atunci ecuația echilibrului ionic într-o soluție apoasă a unui acid monobazic slab va avea următoarea formă:
HA + H 2 O = H 3 O + + A - X
Constanta de aciditate va fi exprimată astfel:
Mai mult, [c] = 1 mol/l
Dacă acidul este slab, atunci 
De aici ajungem
Se prepară soluții cu diferite concentrații inițiale de acid și se măsoară pH-ul acestora.
Construiți un grafic al pH-ului față de lg c HA. Din ecuația de mai sus rezultă că segmentul tăiat de linia dreaptă pe axa ordonatelor este egal cu 1/2рK kis.
Determinarea constantei de aciditate prin metoda potențiometrică
Pentru acidul monobazic
.
Pentru a-l determina, este necesar să se măsoare concentrația ionilor de hidroniu într-o soluție cu o concentrație acidă cunoscută. Un electrod din sticlă sau chinhidronă, cum ar fi Ag | AgCl | KCl || H 3 O + , sat.x.g |Pt
Pentru a obține rezultate mai precise, se titează o soluție de acid slab cu o soluție de NaOH în timpul titrarii, se măsoară EMF-ul elementului și se calculează pH-ul;
Următoarele reacții apar în sistem:
H2O + H2O = H3O + + OH-x 1
HA + H2O = H3O + + A - x 2
H3O + + NaOH = 2H2O + Na x 3
Se poate presupune că x 1<< x 2 и x 1 << x 3 .
Ecuațiile de echilibru au forma: 
.
După cum sa arătat mai devreme
SECȚIUNEA 3. REGULARITĂȚI CINETICE ALE REACȚILOR SIMPLE
Cinetica chimică este o știință care studiază cursul unei reacții chimice sau al proceselor fizice și chimice în timp este o secțiune a chimiei fizice care studiază dependența vitezei unei reacții chimice de concentrația de reactivi, temperatură, proprietățile; mediu, radiații și alți factori.
Clasificarea reacțiilor chimice
Din punct de vedere cinetic, există mai multe principii pentru clasificarea reacțiilor chimice:
1) în funcție de starea de agregare a participanților la reacție, toate reacțiile sunt împărțite în omogene și eterogene.
Reacții omogene când toți reactanții sunt în aceeași fază. Sunt:
a) fază gazoasă
b) fază lichidă
c) fază solidă
Reacții eterogene, când participanții la reacție sunt în faze diferite; reacția are loc la interfață
2) conform specificului actului elementar
a) catalitic
b) necatalitic
c) fotochimic
d) electrochimic
e) lanț
3) după numărul de etape
a) simplu (etapa 1)
b) complex
4) în funcţie de reversibilitatea reacţiilor
a) reversibil (bilateral)
b) ireversibile
O reacție este considerată ireversibilă dacă:
a) în urma reacţiei se formează un gaz
HCOOH → H2O + CO2
b) se formează un compus puțin solubil
AgNO 3 + KJ → AgJ↓ + KNO 3
c) se formează un compus ușor disociabil
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
d) se eliberează o cantitate mare de căldură
3Fe 3 O 4 + 8Al → 4Al 2 O 3 + 9Fe + ∆H
3.2. Reacții chimice elementare
Viteza reacțiilor chimice depinde de calea reacției. Această cale poate fi reprezentată ca o sumă de reacții chimice elementare.
O reacție elementară este un proces unidirecțional de conversie a unei componente în alta. Este un set de acte elementare similare de transformare chimică. Majoritatea reacțiilor chimice nu sunt elementare; ele cuprind mai multe etape elementare – reacţii complexe.
Mecanismul de reacție este un set de etape elementare.
Un reactant este un participant la o reacție chimică.
d ρ n k– modificarea infinitezimală a numărului de moli ai unei componente kîntr-o reacţie elementară ρ
Dacă d ρ n k > 0 – produs de reacție
d ρ n k< 0 – materie prima
d ρ n k = 0 – substanță indiferentă
3.3. Viteza de reacție chimică
Viteza unei reacții chimice este numărul de acte elementare similare de transformare chimică care au loc pe unitatea de timp pe unitatea de volum sau pe unitatea de suprafață.
Luați în considerare reacția:
t = 0 - numerele mol originale
t ≠ 0 n A n B n C n D - numerele curente de moli ξ =
(xi) ξ – adâncimea de reacție
Tipuri de reacții protolitice.
MU „Soluții” pp. 52-55
Autoprotoliza apei. Produs ionic al apei.MU "Soluții"» pagina 56
O proporție mică de molecule de apă sunt întotdeauna în stare ionică, deși este un electrolit foarte slab. Ionizarea și disocierea ulterioară a apei, așa cum sa menționat deja, este descrisă de ecuația reacției protolitice de disproporționare acido-bază sau autoprotoliză.
Apa este un electrolit foarte slab, prin urmare acidul conjugat și baza conjugată formate sunt puternice. Prin urmare, echilibrul acestei reacții protolitice este deplasat spre stânga.
Constanta acestui echilibru K este egală cu =
Valoarea cantitativă a produsului concentrației ionilor de apă × este produs ionic al apei.
Este egal cu: × = K egal. × 2 = 1×10 – 14
Prin urmare: KH 2O = × = 10 – 14 sau simplificat KH 2O = × = 10 – 14
KH2O este produsul ionic al apei, constanta de autoprotoliza a apei sau pur și simplu constanta apei. KH2O depinde de temperatură. Crește odată cu creșterea temperaturii.
În apă chimic pură = = = 1×10 – 7. Acesta este un mediu neutru.
Soluția poate conține > – mediul este acid sau< – среда щелочная
= ; =
Valoarea pH-ului
Pentru a exprima cantitativ aciditatea soluțiilor, utilizați indicator al concentrației ionilor de hidrogen pH.
Indicele de hidrogen este o valoare egală cu logaritmul zecimal negativ al concentrației ionilor de hidrogen liberi dintr-o soluție.
pH = – log ⇒ = 10 – pH
Într-un mediu neutru pH = 7
La pH acid< 7
La pH alcalin > 7
Pentru a caracteriza bazicitatea mediului se folosește indicatorul hidroxil pOH
рОН = – log [ОH - ] ⇒ [ОH - ] = 10 – рОН
pH + pOH = 14 Þ pH = 14 – pOH și pOH = 14 – pH
Formule pentru calcularea pH-ului pentru soluții de acizi și baze.
pH = – log
- Acizi tari: = C(acid 1/z)
Calculați pH-ul unei soluții de HCl cu C(HCl) = 0,1 mol/l în condiția disocierii sale complete.
C(HCI) = 0,1 mol/l; pH = – log 0,1 = 1
2. Baze puternice: [ОH - ] = С(bază 1/z)
Calculați pH-ul soluției de NaOH în aceleași condiții.
C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10 – 13 ; pH = – log 10 – 13 = 13
3. Acizi slabi
Calculați pH-ul unei soluții de acid acetic cu o concentrație molară de 0,5 mol/L. K CH 3COOH = 1,8×10 – 5.
3×10 – 3
pH = – log 3×10 – 3 = 2,5
4. Baze slabe
Calculați pH-ul unei soluții de amoniac cu o concentrație molară de 0,2 mol/L.
K NH 3 = 1,76×10 – 5
1,88×10 – 3
0,53×10 – 11; pH = – log 0,53×10 – 11 = 11,3
5. C(H +) = [H + ] = 10 – pH
La pH = 7, [H + ] = 10 – 7
Există diferite metode de determinare a pH-ului: folosind indicatori și dispozitive ionomerice.
Valoarea pH-ului pentru reacțiile chimice și procesele biochimice din organism.
Multe reacții necesită o valoare a pH-ului strict definită pentru a merge într-o anumită direcție.
În mod normal, într-un organism sănătos, reacția mediului a majorității fluidelor biologice este aproape neutră.
Sânge – 7.4
Saliva – 6.6
Sucul intestinal – 6.4
Bilă – 6,9
Urina – 5.6
Sucul gastric: a) în repaus – 7.3
b) în stare de digestie – 1,5-2
Abaterea pH-ului de la normă are semnificație diagnostică (definiția bolii) și prognostică (cursul bolii).
Acidoza este o schimbare a pH-ului în partea acidă, pH-ul scade, concentrația ionilor de hidrogen crește.
Alcaloza este o schimbare a pH-ului în regiunea alcalină, pH-ul crește, concentrația ionilor de hidrogen scade.
O abatere temporară a pH-ului sângelui de la normă cu zecimi duce la tulburări grave în organism. Abaterile pe termen lung ale pH-ului sângelui pot fi fatale. Abaterile pH-ului sângelui pot fi de 6,8 - 8 modificări în afara acestui interval în orice direcție sunt incompatibile cu viața.
Echilibre protolitice combinate și izolate.
Procesele protolitice sunt reacții reversibile. Echilibrele protolitice sunt deplasate către formarea de acizi și baze mai slabe. Ele pot fi considerate ca o competiție între baze de diferite forțe pentru posesia unui proton. Ei vorbesc despre echilibre izolate și combinate.
Dacă mai multe echilibre existente simultan sunt independente unele de altele, se numesc izolate. O schimbare a echilibrului într-unul dintre ele nu implică o schimbare a poziției de echilibru în celălalt.
Dacă o modificare a echilibrului într-unul dintre ele duce la o schimbare a echilibrului în celălalt, atunci vorbim de echilibre combinate (conjugate, concurente). Procesul predominant în sistemele cu echilibru combinat este cel caracterizat printr-o valoare mai mare a constantei de echilibru.
Al doilea proces va fi predominant, deoarece constanta sa de echilibru este mai mare decât constanta de echilibru a primului proces. Echilibrul în cel de-al doilea proces este deplasat spre dreapta în într-o măsură mai mare, deoarece metilamina este o bază mai puternică decât amoniacul, NH 4 + este un acid mai puternic decât CH 3 NH 3 +.
Concluzie: O bază mai puternică suprimă ionizarea unei baze mai slabe. Prin urmare, atunci când se adaugă o cantitate mică de acid clorhidric la un amestec de amoniac și metilamină, în principal metilamina va fi supusă protonării.
Și, de asemenea: cel mai puternic acid suprimă ionizarea acizilor slabi. Asa de, acid clorhidric, situat în sucul gastric, suprimă ionizarea acidului acetic (provenit din alimente) sau acidului acetilsalicilic (medicament).
______________________________________________________________
În cazul general, în conformitate cu teoria protolitică Bronsted-Lowry, conform ecuației (4.2) avem pentru disocierea unui acid monoprotic slab:
Adevărata constantă termodinamică LA acest echilibru va fi
unde toate activitățile sunt echilibrate. Să ne imaginăm acest raport sub forma:
Să notăm, ca în cazul precedent, produsul a două constante LAşi a(H2O) prin (H2O) = const at T= const. Apoi
sau aproximativ:
unde toate concentrațiile sunt echilibrate. Aici valoarea LA A numit constantă de disociere a acidului (ionizare) sau pur și simplu constantă de aciditate.
Pentru mulți acizi slabi valori numerice LA A sunt foarte mici, deci în loc de mărime LA A aplica indicator de putere (sau doar indicator):
rK A =- lg LA A .
Cu atât mai mult LA A(adică, cu cât p LA A ), cu atât acidul este mai puternic.
Fie concentrația inițială de acid monobazic HB de grad egal disocierea (ionizarea) lui în soluție. Atunci concentrațiile de echilibru ale ionilor [H 3 O + ] și [B - ] vor fi egale cu [H 3 O + ] = [B - ] = αс A , o concentrație acidă de echilibru [НВ] = Cu A - α Cu A = Cu A(1 - α). Înlocuind aceste valori ale concentrațiilor de echilibru în expresia constantei de echilibru (4.10), obținem:
Dacă în loc de concentrare Cu A folosește inversul său V- diluție (diluție), exprimată în l/mol, V=1/Cu A , apoi formula pentru LA A va arata ca:
Această relație și, de asemenea, expresia
descrie Legea diluției a lui Ostwald (sau legea diluției) pentru un electrolit binar slab. La a1 (un caz tipic în multe sisteme analitice)
Este ușor de arătat că, în cazul general, pentru un electrolit slab de orice compoziție K n A m, care se descompune în ioni conform schemei
K n A m = P LA t+ +t A n -
Legea diluției lui Ostwald este descrisă de relația
Unde Cu- concentrația inițială a unui electrolit slab, de exemplu, un acid slab. Deci, pentru acidul ortofosforic H3PO4 (P = 3,
T= 1), care se descompune total în ioni conform schemei
.
Pentru un electrolit binar, relația devine (4.11). Pentru a1 avem:
Să găsim valoarea pH-ului de echilibru a unei soluții de acid monobazic NV. Concentrația de echilibru a ionilor de hidrogen
Folosind notația și obținem:
pH = 0,5 (r LA A+p Cu A). (4.12)
Astfel, pentru a calcula valoarea pH-ului de echilibru a unei soluții de acid monoprotic slab, este necesar să se cunoască constanta de aciditate a acestui acid. LA Ași concentrația sa inițială Cu A .
Să calculăm pH-ul unei soluții de acid acetic cu o concentrație inițială de 0,01 mol/l.
La temperatura camerei pentru acid acetic LA A = 1,74·10 -5 și p LA A = 4,76.
Conform formulei (4.12) putem scrie:
pH = 0,5 (p LA A+p Cu A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
O considerație similară poate fi efectuată pentru echilibrele într-o soluție de orice slabă polibazic acizi.
Acizii polibazici se disociază în ioni treptat, în mai multe etape, fiecare dintre acestea fiind caracterizată de propria sa constantă de echilibru constantă de disociere a acidului treptat. De exemplu, în soluțiile de acid ortoboric H 3 BO 3 se stabilesc echilibre (valorile constante sunt date pentru 25 ° C):
H3VO3 + H2O = H3O + +, LA 1
= 
H2O = H3O++, LA 2
= 
H2O = H3O++, LA 3 =
Constanta de disociere acidă a fiecărei etape ulterioare este mai mică decât constanta de disociere a etapei precedente - de obicei cu mai multe ordine de mărime.
Produsul tuturor constantelor de disociere treptat este egal cu constanta totală de disociere a acidului K:
LA 1 LA 2 ...LA P =K.
Astfel, este ușor de observat că pentru acidul ortoboric valoarea
LA 1
LA 2
LA 3
=K= 
există o constantă completă de disociere a acidului conform schemei:
4.3.2 Constanta de bazicitate și pH-ul soluțiilor de baze slabe
În conformitate cu teoria protolitică Brønsted-Lowry a acizilor și bazelor, în cazul general, pentru ionizarea unei baze slabe B monoacide în soluții apoase, putem scrie:
B + H2O = HB + + OH -
Dacă gradul de ionizare al bazei este a1, atunci constanta de concentrație poate fi luată ca constantă a acestui echilibru chimic
Procedând în mod similar cu cel precedent, obținem:
LA = =K b = const când T= const
ca produs a două constante LA=const și [H2O] = const.
Să numim cantitatea K b , egal, prin urmare,
K b = , (4.13)
constanta de disociere (ionizare) a unei baze slabe monoacidesaudoar o constantă de bază această bază și magnitudinea
p K b = K b ,
Un indicator de putere (sau pur și simplu un indicator) al constantei de bazicitate.
Conform legii de diluare Ostwald în cazul în cauză (similar cu relația (4.11))
K b =,
unde este gradul de ionizare al unei baze slabe cu un singur acid și este concentrația sa inițială. Deoarece pentru o bază slabă a1, atunci
Să găsim valoarea pH-ului de echilibru a unei soluții apoase a bazei monoacide în cauză la temperatura camerei. Conform formulei (4.7) avem:
pH = p LA w - pOH = 14 - pOH.
Să determinăm valoarea pOH = [OH - ]. Evident
[OH - ] = = 
Folosind indicatorii pOH = [OH - ], p LA b =K bȘi
p = , obținem: pOH = 0,5 (p LA b+ p). Înlocuind această expresie în formula de mai sus pentru pH, ajungem la relația
pH = 14 - pOH = 14 – 0,5 (p LA b+ p).
Deci, valoarea pH-ului de echilibru într-o soluție a unei baze slabe cu un acid poate fi calculată folosind formula (4.15):
pH = 14 - 0,5 (p LA b+ p). (4,15)
Să calculăm pH-ul într-o soluție apoasă de amoniac 0,01 mol/l, pentru care la temperatura camerei LA b= și p LA b = 4,76.
Într-o soluție apoasă de amoniac se stabilește un echilibru:
care este în mare parte deplasat spre stânga, astfel încât gradul de ionizare a amoniacului să fie de . Prin urmare, pentru a calcula valoarea pH-ului, puteți utiliza relația (4.15):
pH = 14 - 0,5 (p LA b+ p) =
O considerație similară poate fi efectuată pentru orice slab poliacid temeiuri. Adevărat, acest lucru are ca rezultat expresii mai greoaie.
Bazele poliacide slabe, cum ar fi acizii polibazici slabi, se disociază treptat, iar fiecare etapă de disociere are, de asemenea, propria sa constantă de disociere treptată a bazei - constantă de bazicitate în trepte.
De exemplu, hidroxidul de plumb Pb(OH) 2 în soluții apoase se descompune în ioni în două etape:
Aceleași echilibre pot fi scrise în alt mod, aderând (în cadrul teoriei protolitice) la definiția unei baze ca substanță care atașează un proton, în în acest caz,- acceptând-o dintr-o moleculă de apă:
Constantele de bazicitate treptat pot fi reprezentate sub forma:
Cu această înregistrare a echilibrelor indicate, se presupune că un proton dintr-o moleculă de apă trece la o grupare hidroxil cu formarea unei molecule de apă (), în urma căreia numărul de molecule de apă din apropierea atomului de plumb (II) crește cu unu, iar numărul de grupări hidroxil asociate cu atomul de plumb (II) ), scade de asemenea cu unul la fiecare etapă de disociere.
Muncă LA 1 LA 2 =K=[Pb2+][OH-]2/[Pb(OH)2] =
2.865, unde LA- constanta de disociere totala conform schemei
sau după o altă schemă notă
ceea ce duce în cele din urmă la același rezultat.
Un alt exemplu este baza organică etilendiamina, care suferă ionizarea într-o soluție apoasă în două etape. Primul stagiu:
A doua faza:
Muncă 
-
constanta de disociere totala. Ea corespunde echilibrului
Valorile numerice ale constantelor de echilibru sunt date mai sus pentru temperatura camerei.
Ca și în cazul acizilor polibazici, pentru o bază poliacidă slabă, constanta de disociere a fiecărei etape ulterioare este de obicei cu câteva ordine de mărime mai mică decât constanta de disociere a etapei precedente.
În tabel Tabelul 4.2 prezintă valorile numerice ale constantelor de aciditate și bazicitate ale unor acizi și baze slabe.
Tabelul 4.2. Adevărate constante de ionizare termodinamică în soluții apoase ale unor acizi și baze.
LA A- constanta de aciditate, LA b- constanta de bazicitate,
LA 1 - constantă de disociere pentru prima etapă,
LA 2
- constantă de disociere pentru a doua etapă etc.
| Constantele de disociere ale acizilor slabi |
||
| Acid | LA A | R LA A=-lg LA A |
| Azotat Aminoacetic Benzoinaya boric (ortoboric) Tetraboric
Astfel, conform acestei teorii Un acid este orice substanță ale cărei molecule (inclusiv ioni) sunt capabile să doneze un proton, de exemplu. fi un donator de protoni; O bază este orice substanță ale cărei molecule (inclusiv ioni) sunt capabile să atașeze un proton, adică fi un acceptor de protoni; Un amfolit este orice substanță care este atât donor, cât și acceptor de protoni. Această teorie explică proprietățile acido-bazice nu numai ale moleculelor neutre, ci și ale ionilor. Un acid, renunțând la un proton, se transformă într-o bază, care este conjugatul acestui acid. Termenii „acid” și „bază” sunt concepte relative, deoarece aceleași particule - molecule sau ioni - pot prezenta atât de bază, cât și proprietăți acide in functie de partener. În timpul echilibrului protolitic, se formează perechi acido-baze. Conform teoriei protonilor, reacțiile de hidroliză, ionizare și neutralizare nu sunt considerate ca un fenomen special, ci sunt considerate a fi transferul obișnuit de protoni de la un acid la o bază. Particula A formată după separarea unui ion de hidrogen | ||
| se numește baza conjugată a unui acid dat, deoarece este capabil să reatașeze ionul H + la sine. | ||
| Conform teoriei protolitice, acizii și bazele pot fi de trei tipuri: neutri, anionici și cationici. Primele sunt molecule neutre capabile să doneze sau să atașeze ionul H +, de exemplu: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (acizi); NH3, CH3 –O–CH3 (baze). Baze anionice și acizi sunt ioni încărcați negativ, de exemplu: HSO 4 –, HPO 4 2–, HS – (acizi); OH – , Cl – , NO 3 – (baze). În rol baze și acizi cationici apar ioni încărcați pozitiv, de exemplu: NH 4 +, H 3 O + (acizi); H2N–NH3+, H2N–(CH2)2 –NH3+ (baze). Multe particule (atât molecule, cât și ioni) au proprietăți amfotere, adică în funcţie de condiţii, pot acţiona atât ca acid, cât şi ca bază, de exemplu: H 2 O, NH 3, HSO 4 –, H 2 N–NH 3 + etc. Acești compuși sunt numiți amfiprotici sau amfoliți. Teoria Brønsted-Lowry, deși mai avansată decât teoria Arrhenius, are, de asemenea, anumite deficiențe și nu este cuprinzătoare. Astfel, nu este aplicabil multor substanțe care prezintă funcția unui acid, dar nu conțin ioni H +, de exemplu: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3 etc. | ||