20. Bölüm kimyasal Denge
20.1. Hareket eden kütleler yasası
Tersinir dengeyi inceleyerek kütle eylemi yasasını öğrendiniz. kimyasal reaksiyonlar(bölüm 9 § 5). Geri dönüşümlü bir reaksiyon için sabit bir sıcaklıkta hatırlayın
a bir+ b B d D+ f Fkütle eylemi yasası denklemle ifade edilir
Biliyorsunuz ki, kitle eylemi yasasını uygularken hangisinde olduğunu bilmek önemlidir. toplama durumu reaksiyona katılan maddeler. Ancak sadece bu değil: belirli bir durumda fazların sayısı ve oranı önemlidir. kimyasal sistem. Reaksiyonlar faz sayısına göre ikiye ayrılır. homofazik, ve heterofaz. Heterofazik olanlar arasında, Katı Faz reaksiyonlar.
| homofazik reaksiyon Tüm katılımcıların aynı fazda olduğu bir kimyasal reaksiyon. |
Böyle bir faz, bir gaz karışımı (gaz fazı) veya bir sıvı çözelti (sıvı faz) olabilir. Bu durumda, reaksiyona katılan tüm parçacıklar (A, B, D ve F) birbirinden bağımsız olarak rastgele hareket gerçekleştirebilir ve tersinir reaksiyon, reaksiyon sisteminin tüm hacmi boyunca ilerler. Açıkçası, bu tür parçacıklar ya gaz halindeki maddelerin molekülleri ya da bir sıvı oluşturan moleküller ya da iyonlar olabilir. Tersinir homofaz reaksiyonlarının örnekleri, amonyak sentezi reaksiyonları, klorun hidrojen içinde yanması, amonyak ve hidrojen sülfit arasındaki sulu bir çözeltideki reaksiyon vb.
Reaksiyona katılan en az bir madde, diğer maddelerden farklı bir fazdaysa, tersinir reaksiyon sadece arayüzde ilerler ve heterofaz reaksiyonu olarak adlandırılır.
| heterofazik reaksiyon- katılımcıları farklı aşamalarda olan bir kimyasal reaksiyon. |
Tersinir heterofazik reaksiyonlar, gaz halinde ve katı maddeleri (örneğin, kalsiyum karbonatın ayrışması), sıvı ve katı maddeleri (örneğin, bir baryum sülfat çözeltisinden çökeltme veya çinkonun hidroklorik asit ile reaksiyonu) içeren reaksiyonları ve ayrıca gaz halinde ve sıvı maddeler.
Heterofaz reaksiyonlarının özel bir durumu, katı faz reaksiyonlarıdır, yani tüm katılımcıların katı olduğu reaksiyonlar.
Aslında denklem (1), listelenen gruplardan hangisine ait olduğuna bakılmaksızın, herhangi bir tersinir reaksiyon için geçerlidir. Ancak bir heterofaz reaksiyonunda, daha düzenli bir fazdaki maddelerin denge konsantrasyonları sabittir ve bir denge sabitinde birleştirilebilir (bkz. Bölüm 9 § 5).
Yani heterofaz tepkimesi için
a bir g+ b B cr d D r+ f F crkitle eylemi yasası ilişki ile ifade edilecektir
Bu oranın türü, reaksiyona katılan hangi maddelerin katı veya sıvı halde olduğuna bağlıdır (maddelerin geri kalanı gaz ise sıvı).
Kütle etkisi yasası (1) ve (2)'nin ifadelerinde, köşeli parantez içindeki molekül veya iyon formülleri, bu parçacıkların bir gaz veya çözeltideki denge konsantrasyonu anlamına gelir. Bu durumda, konsantrasyonlar büyük olmamalıdır (0,1 mol/l'den fazla olmamalıdır), çünkü bu oranlar sadece ideal gazlar ve ideal çözeltiler için geçerlidir. (Yüksek konsantrasyonlarda, kütle etkisi yasası geçerli kalır, ancak konsantrasyon yerine, gaz parçacıkları veya çözeltiler arasındaki etkileşimleri hesaba katan başka bir fiziksel nicelik (sözde aktivite) kullanılmalıdır. Aktivite konsantrasyonla orantılı değildir. ).
Kütle eylemi yasası sadece tersinir kimyasal reaksiyonlar için geçerli değildir, aynı zamanda birçok tersinir olan da buna uyar. fiziksel süreçlerörneğin, bir kümelenme durumundan diğerine geçişleri sırasında tek tek maddelerin arayüzey dengesi. Böyle, tersine çevrilebilir süreç buharlaşma - suyun yoğunlaşması denklemle ifade edilebilir
H 2 O f H 2 O g
Bu işlem için denge sabitinin denklemini yazabiliriz:
Ortaya çıkan oran, özellikle, hava neminin sıcaklığa ve basınca bağlı olduğu fizikten bildiğiniz iddiayı doğrular.
20.2. Otoprotoliz sabiti (iyonik ürün)
Kitlesel eylem yasasının sizin bildiğiniz başka bir uygulaması, otoprotolizin nicel açıklamasıdır (Bölüm X § 5). Saf suyun homofaz dengesinde olduğunu biliyor muydunuz?
2H 2OH 3 O + + OH -
matematiksel ifadesi olan kitle eylemi yasasını kullanabileceğiniz nicel bir açıklama için otoprotoliz sabiti (iyonik ürün) Su
Otoprotoliz sadece su için değil, aynı zamanda molekülleri hidrojen bağları ile birbirine bağlanan diğer birçok sıvı için, örneğin amonyak, metanol ve hidrojen florür için karakteristiktir:
| 2NH3NH4 + + NH2 - | K(NH 3) = 1.91. 10 –33 (–50 o С'de); |
| 2CH 3OH CH 3OH 2 + + CH30 - | K(CH30H) = 4.90. 10-18 (25 o C'de); |
| 2HF H 2 F + + F - | K(HF) = 2.00 . 10–12 (0 o C'de). |
Bunlar ve diğer birçok madde için, çeşitli kimyasal reaksiyonlar için bir çözücü seçerken dikkate alınan otoprotoliz sabitleri bilinmektedir.
Otoprotoliz sabitini belirtmek için sıklıkla kullanılan sembol, KS.
Otoprotoliz sabiti, otoprotolizin dikkate alındığı teoriye bağlı değildir. Denge sabitlerinin değerleri, aksine, benimsenen modele bağlıdır. Bunu, su otoprotolizinin tanımını protolitik teoriye göre (soldaki sütun) ve modası geçmiş, ancak hala yaygın olarak kullanılan teoriye göre karşılaştırarak doğrulayacağız. elektrolitik ayrışma(sağdaki sütun):
Elektrolitik ayrışma teorisine göre, su moleküllerinin kısmen hidrojen iyonlarına ve hidroksit iyonlarına ayrıştığı (ayrıştığı) varsayılmıştır. Teori, bu "parçalanma"nın ne sebeplerini ne de mekanizmasını açıklamadı. "Otoprotoliz sabiti" adı genellikle protolitik teoride ve "iyonik ürün" elektrolitik ayrışma teorisinde kullanılır.
20.3. Asitlik ve baziklik sabitleri. hidrojen göstergesi
Kütle etkisi yasası, çeşitli maddelerin asit-baz özelliklerini ölçmek için de kullanılır. Protolitik teoride bunun için asitlik ve baziklik sabitleri kullanılır ve elektrolitik ayrışma teorisinde - ayrışma sabitleri.
Protolitik teorinin kimyasalların asit-baz özelliklerini nasıl açıkladığını zaten biliyorsunuz (bölüm XII § 4). Bu yaklaşımı, hidrosiyanik asit HCN - zayıf bir asit (solda - protolitik teoriye göre, sağda - teoriye göre) ile tersinir bir homofaz reaksiyonu örneğinde elektrolitik ayrışma teorisi yaklaşımıyla karşılaştıralım. elektrolitik ayrışma):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
KK(HCN) = KK. == 4.93. 10–10 mol/l |
HCN H + + CN –
Denge sabiti KK bu durumda denir Ayrışma sabiti(veya iyonlaşma sabiti), belirtilen İle ve protolitik teorideki asitlik sabitine eşittir. K = 4.93. 10–10 mol/l |
Elektrolitik ayrışma teorisinde zayıf bir asidin () protoliz derecesi denir. ayrışma derecesi(sadece bu teori verilen maddeyi bir asit olarak kabul ederse).
Protolitik teoride, bazı karakterize etmek için, onun baziklik sabitini kullanabilir veya konjuge asidin asitlik sabiti ile elde edebilirsiniz. Elektrolitik ayrışma teorisinde, yalnızca çözeltide katyon ve hidroksit iyonlarına ayrışan maddeler baz olarak kabul edildi, bu nedenle, örneğin, amonyak çözeltisinin "amonyum hidroksit" ve daha sonra - amonyak hidrat içerdiği varsayıldı.
NH3 + H20 NH4 + + OH -
KO (NH3) \u003d KK .
= |
NH3. H20 NH4 + + OH -
Denge sabiti KK ve bu durumda, ayrılma sabiti olarak adlandırılır, gösterilir İle ve temellik sabitine eşittir. K = 1.74. 10–5 mol/l Bu teoride bir eşlenik asit kavramı yoktur. Amonyum iyonu bir asit olarak kabul edilmez. Amonyum tuzlarının çözeltilerindeki asidik ortam hidroliz ile açıklanır. |
1.74. 10–5 mol/l
Elektrolitik ayrışma teorisinde daha da zor olanı, hidroksil içermeyen diğer maddelerin, örneğin aminlerin (metilamin CH3NH2, anilin C6H5NH2, vb.) temel özelliklerinin tanımlanmasıdır.
Çözeltilerin asidik ve bazik özelliklerini karakterize etmek için başka bir fiziksel nicelik kullanılır - PH değeri (pH ile gösterilir, "ph" okuyun). Elektrolitik ayrışma teorisi çerçevesinde, hidrojen indeksi şu şekilde belirlendi:
pH = –lg
Daha kesin tanım, çözeltide hidrojen iyonlarının bulunmadığını ve ölçüm birimlerinin logaritmasını almanın imkansızlığını dikkate alarak:
pH = –lg()
Bu değere pH değeri değil de "oxonium" demek daha doğru olur ancak bu isim kullanılmamaktadır.
Hidrojene benzer şekilde tanımlanır hidroksit indeksi(pOH ile gösterilir, "pe oash" okuyun).
pOH = -lg()
Hidrojen ve hidroksit endeksleri için ifadelerde bir miktarın sayısal değerini gösteren küme parantezleri, genellikle fiziksel niceliklerin logaritmasını almanın imkansız olduğu unutularak konulmaz.
Suyun iyonik ürünü yalnızca saf suda değil, aynı zamanda asit ve bazların seyreltik çözeltilerinde de sabit bir değer olduğundan, hidrojen ve hidroksit endeksleri birbirine bağlıdır:
K (H20) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = -14
pH + pOH = 14
Saf suda = = 10–7 mol/l, bu nedenle pH = pOH = 7.
Bir asit çözeltisinde (asidik bir çözeltide) fazla miktarda oksonyum iyonu vardır, konsantrasyonları 10 -7 mol / l'den fazladır ve bu nedenle pH< 7.
Bir baz çözeltisinde (alkali çözelti), aksine, fazla hidroksit iyonu vardır ve sonuç olarak oksonyum iyonlarının konsantrasyonu 10-7 mol/l'den azdır; bu durumda pH > 7.
20.4. hidroliz sabiti
Elektrolitik ayrışma teorisi çerçevesinde, tersinir hidroliz (tuzların hidrolizi) ayrı bir işlem olarak kabul edilirken, hidroliz vakaları ayırt edilir.
- kuvvetli bazın ve zayıf asidin tuzları
- zayıf bir bazın ve güçlü bir asidin tuzları ve
- zayıf bazın ve zayıf asidin tuzları.
Bu durumları protolitik teori çerçevesinde ve elektrolitik ayrışma teorisi çerçevesinde paralel olarak ele alalım.
Güçlü bazın ve zayıf asidin tuzu
İlk örnek olarak, güçlü bir bazın ve zayıf bir monobazik asidin tuzu olan KNO2'nin hidrolizini düşünün.
| K +, NO 2 - ve H 2 O. NO 2 - zayıf bir bazdır ve H 2 O bir amfolittir, bu nedenle tersinir bir reaksiyon mümkündür NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, dengesi nitrit iyonunun baziklik sabiti ile tanımlanan ve nitröz asidin asitlik sabiti cinsinden ifade edilebilen: K o (NO 2 -) \u003d |
Bu madde çözüldüğünde, geri dönüşümsüz olarak K + ve NO 2 - iyonlarına ayrışır: KNO 2 = K + + NO 2 - H2OH + + OH - Çözeltide aynı anda H + ve NO 2 - iyonlarının varlığı ile geri dönüşümlü bir reaksiyon meydana gelir. H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Hidroliz reaksiyonunun dengesi, hidroliz sabiti ( k h) ve ayrışma sabiti cinsinden ifade edilebilir ( İle e) nitröz asit: k h = kc .
= |
Gördüğünüz gibi, bu durumda hidroliz sabiti, baz parçacığın temellik sabitine eşittir.
Tersinir hidrolizin sadece çözeltide meydana gelmesine rağmen, su uzaklaştırıldığında tamamen “bastırılır” ve bu nedenle, elektrolitik ayrışma teorisi, moleküler hidroliz çerçevesinde bu reaksiyonun ürünlerini elde etmek imkansızdır. denklem de yazılır:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Başka bir örnek olarak, güçlü bir bazın ve zayıf bir dibazik asidin tuzu olan Na2C03'ün hidrolizini düşünün. Buradaki akıl yürütme çizgisi tamamen aynıdır. Her iki teori çerçevesinde de bir iyonik denklem elde edilir:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
Protolitik teori çerçevesinde karbonat iyonu protoliz denklemi, elektrolitik ayrışma teorisi çerçevesinde ise sodyum karbonat hidrolizinin iyonik denklemi olarak adlandırılır.
Na2C03 + H20 NaHC03 + NaOH
TED çerçevesinde karbonat iyonunun baziklik sabiti hidroliz sabiti olarak adlandırılır ve "ikinci aşamada karbonik asidin ayrışma sabiti", yani hidrokarbonat iyonunun asitlik sabiti ile ifade edilir.
Bu koşullar altında, çok zayıf bir baz olan HCO 3 -'nin pratik olarak su ile reaksiyona girmediğine dikkat edilmelidir, çünkü olası protoliz, çözeltide çok güçlü baz parçacıklarının, hidroksit iyonlarının mevcudiyeti ile bastırılır.
Zayıf bazın ve kuvvetli asidin tuzu
NH4Cl'nin hidrolizini düşünün. TED çerçevesinde, zayıf bir monoasit bazın ve güçlü bir asidin tuzudur.
| Bu maddenin çözeltisinde parçacıklar vardır: NH4+, Cl - ve H20. NH 4 + zayıf bir asittir ve H 2 O bir amfolittir, bu nedenle tersinir bir reaksiyon mümkündür NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, dengesi, amonyum iyonunun asitlik sabiti ile tanımlanan ve amonyağın baziklik sabiti cinsinden ifade edilebilen: KK (NH4 +) \u003d |
Bu madde çözüldüğünde, geri dönüşümsüz olarak NH 4 + ve Cl - iyonlarına ayrışır: NH4Cl \u003d NH4 + + Cl - Su zayıf bir elektrolittir ve geri dönüşümlü olarak ayrışır: H2OH + + OH - NH4 + + OH - NH3. H2O Bu iki tersinir reaksiyonun denklemlerini toplayıp benzer terimleri getirerek iyonik hidroliz denklemini elde ederiz. NH4 + + H20 NH3. H2O+H+ Hidroliz reaksiyonunun dengesi, hidroliz sabiti ile tanımlanır ve amonyak hidratın ayrışma sabiti cinsinden ifade edilebilir: k h = |
Bu durumda hidroliz sabiti, amonyum iyonunun asitlik sabitine eşittir. Amonyak hidratın ayrışma sabiti, amonyağın baziklik sabitine eşittir.
moleküler denklem hidroliz (TED çerçevesinde): NH4Cl + H20 NH3. H2O + HCl
Bu tip tuzların hidroliz reaksiyonunun bir başka örneği, ZnCl2'nin hidrolizidir.
| Bu maddenin bir çözeltisinde parçacıklar vardır: Zn2+ su, Cl - ve H20. Çinko iyonları 2+ sulanmalardır ve zayıf katyonik asitlerdir ve H 2 O bir amfolittir, bu nedenle tersinir bir reaksiyon mümkündür 2= + H 2 O + + H 3 O + , dengesi çinko ile sulandırmanın asitlik sabiti ile tanımlanan ve triakuahidroksozink iyonunun baziklik sabiti cinsinden ifade edilebilen: KK ( 2+ ) = = | Bu madde çözündüğünde geri dönüşümsüz olarak Zn 2+ ve Cl - iyonlarına ayrışır: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - Su zayıf bir elektrolittir ve geri dönüşümlü olarak ayrışır: H2OH + + OH - Çözeltide OH - ve Zn 2+ iyonlarının eşzamanlı mevcudiyeti ile geri dönüşümlü bir reaksiyon meydana gelir. Zn 2+ + OH - ZnOH + Bu iki tersinir reaksiyonun denklemlerini toplayıp benzer terimleri getirerek iyonik hidroliz denklemini elde ederiz. Zn 2+ + H20 ZnOH + + H + Hidroliz reaksiyonunun dengesi hidroliz sabiti ile tanımlanır ve "ikinci aşamada çinko hidroksitin ayrışma sabiti" cinsinden ifade edilebilir: k h = |
Bu tuzun hidroliz sabiti, çinko sulandırmasının asitlik sabitine eşittir ve ikinci aşamada çinko hidroksitin ayrışma sabiti, + iyonunun baziklik sabitine eşittir.
.+ iyonu, 2+ iyonundan daha zayıf bir asittir, bu nedenle, çözeltideki oksonyum iyonlarının varlığı nedeniyle bu reaksiyon bastırıldığından, pratik olarak su ile reaksiyona girmez. TED çerçevesinde, bu ifade kulağa şöyle geliyor: "ikinci aşamada çinko klorürün hidrolizi pratikte gitmez" .
Hidrolizin moleküler denklemi (TED çerçevesinde):
ZnCl2 + H20 Zn(OH)Cl + HCl.
Zayıf bazın ve zayıf asidin tuzu
Amonyum tuzları dışında, bu tür tuzlar genellikle suda çözünmezler. Bu nedenle, örnek olarak amonyum siyanür NH 4 CN kullanan bu tür reaksiyonları ele alalım.
| Bu maddenin çözeltisinde parçacıklar vardır: NH4+, CN - ve H20. NH 4 + zayıf bir asittir, CN - zayıf bir bazdır ve H 2 O bir amfolittir, bu nedenle bu tür tersinir reaksiyonlar mümkündür: NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , (1) CN - + H20 HCN + OH - , (2) NH4 + + CN - NH3 + HCN. (3) Son reaksiyon tercih edilir, çünkü içinde ilk ikisinin aksine hem zayıf bir asit hem de zayıf bir baz oluşur. Amonyum siyanür suda çözündüğünde ağırlıklı olarak bu reaksiyon ilerler, ancak bunu çözeltinin asitliğini değiştirerek tespit etmek imkansızdır. Çözeltinin hafif alkalileşmesi, hidrosiyanik asidin (HCN) asitlik sabiti amonyağın baziklik sabitinden çok daha düşük olduğu için, ikinci reaksiyonun hala birinciden biraz daha fazla tercih edilmesi gerçeğinden kaynaklanmaktadır. Bu sistemdeki denge, hidrosiyanik asidin asitlik sabiti, amonyağın baziklik sabiti ve üçüncü reaksiyonun denge sabiti ile karakterize edilir:
İlk denklemden hidrosiyanik asidin denge konsantrasyonunu ve ikinci denklemden - amonyak denge konsantrasyonunu ifade ediyoruz ve bu miktarları üçüncü denklemde değiştiriyoruz. Sonuç olarak, alıyoruz
|
Bu madde çözündüğünde geri dönüşümsüz olarak NH 4 + ve CN - iyonlarına ayrışır: NH4CN \u003d NH4 + + CN - Su zayıf bir elektrolittir ve geri dönüşümlü olarak ayrışır: H2OH + + OH - Çözeltide aynı anda OH - ve NH 4 + iyonlarının varlığı ile geri dönüşümlü bir reaksiyon meydana gelir NH4 + + OH - NH3. H2O Ve H + ve CN - iyonlarının eşzamanlı mevcudiyeti ile, başka bir tersinir reaksiyon ilerler Bu üç tersinir reaksiyonun denklemlerini toplayıp benzer terimleri getirerek iyonik hidroliz denklemini elde ederiz. NH4 + + CN - + H20 NH3. H2O + HCN Bu durumda hidroliz sabitinin formu aşağıdaki gibidir: k h = Ve amonyak hidratın ayrışma sabiti ve hidrosiyanik asidin ayrışma sabiti cinsinden ifade edilebilir: k h = |
Hidrolizin moleküler denklemi (TED çerçevesinde):
NH4CN + H20NH3. H2O + HCN
20.5. Çözülme sabiti (çözünürlük çarpımı)
Bir katının suda (sadece suda değil) kimyasal çözünme süreci bir denklemle ifade edilebilir. Örneğin, sodyum klorürün çözülmesi durumunda:
NaCl cr + ( n+m)H2O = + + -
Bu denklem, sodyum klorürün çözünmesinin en önemli sebebinin Na+ ve Cl - iyonlarının hidrasyonu olduğunu açıkça göstermektedir.
Doymuş bir çözeltide, bir heterofaz dengesi kurulur:
NaCl cr + ( n+m)H 2 O + + - ,
hangi kitle eylemi yasasına uyar. Ancak, sodyum klorürün çözünürlüğü oldukça önemli olduğu için, bu durumda denge sabiti ifadesi yalnızca iyonların aktiviteleri kullanılarak yazılabilir, bu her zaman bilinenden çok uzaktır.
Az çözünür (veya pratik olarak çözünmeyen bir madde) çözeltisinde denge durumunda, doymuş bir çözeltide denge sabiti ifadesi denge konsantrasyonları kullanılarak yazılabilir. Örneğin, doymuş bir gümüş klorür çözeltisinde denge için
AgCl cr + ( n+m)H2O + + -
Seyreltik bir çözeltide suyun denge konsantrasyonu hemen hemen sabit olduğu için şunu yazabiliriz:
KG (AgCl) = KK . n+m = .
Aynı basitleştirilmiş
KG (AgCl) = veya K G(AgCl) =
Ortaya çıkan değer ( K D) adı verilir hidrasyon sabitleri(herhangi bir durumda, sadece sulu çözeltiler – çözme sabitleri).
Elektrolitik ayrışma teorisi çerçevesinde, bir AgCl çözeltisindeki denge şu şekilde yazılır:
AgCl cr Ag + + Cl –
Karşılık gelen sabit denir çözünürlük ürünü ve PR harfleriyle gösterilir.
PR(AgCl) =
Katyon ve anyon oranlarına bağlı olarak formül birimiçözme sabiti (çözünürlük ürünü) için ifade farklı olabilir, örneğin:
Bazı zayıf çözünür maddelerin hidrasyon sabitlerinin (çözünürlük ürünleri) değerleri Ek 15'te verilmiştir.
Çözünürlük ürününü bilerek, doymuş bir çözeltideki bir maddenin konsantrasyonunu hesaplamak kolaydır. Örnekler:
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.
Kimyasal bir reaksiyon sırasında, çözeltide zayıf çözünür bir maddenin parçası olan iyonlar ortaya çıkarsa, bu maddenin çözünürlük ürününü bilerek, çöküp çökmeyeceğini belirlemek kolaydır.
Örnekler:
1. Eşit hacimde 0.001 M bakır sülfat çözeltisine 100 ml 0.01 M kalsiyum hidroksit çözeltisi eklendiğinde bakır hidroksit çöker mi?
Cu 2+ + 2OH - Cu (OH) 2
Cu 2+ ve OH - iyonlarının konsantrasyonlarının ürünü ise bakır hidroksit çökeltisi oluşur. daha fazla sanat eseri bu az çözünür hidroksitin çözünürlüğü. Eşit hacimli çözeltiler döküldükten sonra, çözeltinin toplam hacmi, ilk çözeltilerin her birinin hacminin iki katı olacak, bu nedenle, reaktanların her birinin konsantrasyonu (reaksiyon başlamadan önce) yarıya inecektir. Elde edilen bakır iyonları çözeltisindeki konsantrasyon
c(Cu 2+) \u003d (0,001 mol / l): 2 \u003d 0,0005 mol / l.
Hidroksit iyonlarının konsantrasyonu -
c (OH -) \u003d (2. 0.01 mol / l): 2 \u003d 0.01 mol / l.
Bakır hidroksitin çözünürlük ürünü
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 .
Konsantrasyon ürünü, çözünürlük ürününden daha büyüktür, bu nedenle bir çökelti oluşacaktır.
2. 0,02 M sodyum sülfat çözeltisi ve 0,04 M gümüş nitrat çözeltisi eşit hacimlerde döküldüğünde gümüş sülfat çöker mi?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Elde edilen gümüş iyonları çözeltisindeki konsantrasyon
c (Ag +) \u003d (0.04 mol / l): 2 \u003d 0.02 mol / l.
Ortaya çıkan sülfat iyonları çözeltisindeki konsantrasyon
c(SO 4 2-) \u003d (0.02 mol / l): 2 \u003d 0.01 mol / l.
Gümüş sülfatın çözünürlük ürünü
PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10–5 mol 3/l 3 .
Çözeltideki iyon konsantrasyonlarının ürünü
{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 .
Konsantrasyonların ürünü, çözünürlük ürününden daha azdır, bu nedenle çökelti oluşmaz.
20.6. Dönüşüm derecesi (protoliz derecesi, ayrışma derecesi, hidroliz derecesi)
Reaksiyonun verimliliği genellikle reaksiyon ürününün verimi hesaplanarak değerlendirilir (paragraf 5.11). Bununla birlikte, en önemli (genellikle en pahalı) maddenin hangi kısmının hedef reaksiyon ürününe dönüştüğünü, örneğin sülfürik üretimi sırasında SO2'nin hangi kısmının SO3'e dönüştüğünü belirleyerek reaksiyonun verimliliğini de değerlendirebilirsiniz. asit, yani bulmak dönüşüm derecesi orijinal madde.
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H20
klor (reaktif) eşit olarak potasyum klorür ve potasyum hipoklorite dönüştürülür. Bu reaksiyonda, %100 KClO verimi ile bile, klorun buna dönüşme derecesi %50'dir.
Bildiğiniz - protoliz derecesi (paragraf 12.4) - özel durum dönüşüm derecesi:
TED çerçevesinde benzer miktarlara denir ayrışma derecesi asitler veya bazlar (protoliz derecesi olarak da adlandırılır). Ayrışma derecesi, Ostwald seyreltme yasasına göre ayrışma sabiti ile ilgilidir.
Aynı teori çerçevesinde, hidroliz dengesi şu şekilde karakterize edilir: hidroliz derecesi (h), maddenin ilk konsantrasyonu ile ilgili aşağıdaki ifadeleri kullanırken ( ile) ve hidroliz sırasında oluşan zayıf asitlerin (K HA) ve zayıf bazların ayrışma sabitleri ( K SB):
İlk ifade zayıf asit tuzunun hidrolizi için, ikincisi zayıf bazın tuzu için ve üçüncüsü zayıf asit ve zayıf bazın tuzu için geçerlidir. Tüm bu ifadeler yalnızca hidroliz derecesi 0,05'ten (%5) fazla olmayan seyreltik çözeltiler için kullanılabilir.
Kütle kanunu, homofazik reaksiyonlar, heterofaz reaksiyonları, katı faz reaksiyonları, otoprotoliz sabiti (iyonik ürün), ayrışma (iyonizasyon) sabiti, ayrışma (iyonizasyon) derecesi, hidrojen indeksi, hidroksit indeksi, hidroliz sabiti, solvasyon sabiti (çözünürlük ürünü), dönüşüm derecesi.
- Kimyasal dengeyi değiştiren ve denge sabitini değiştiren faktörleri listeleyiniz.
- Denge sabitini değiştirmeden kimyasal dengeyi değiştirmeyi mümkün kılan faktörler nelerdir?
- 1 litrede 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl ve 0,24 mol K2S04 içeren bir çözelti hazırlamak gerekir. Elinizde sadece sodyum klorür, potasyum klorür ve sodyum sülfat varken bunu nasıl yapabilirsiniz?
- Asetik, hidrosiyanik ve protoliz derecesini belirleyin Nitrik asit ondalık, centomolar ve milimolar çözümlerde.
- 0,2 M'lik bir çözeltide bütirik asidin protoliz derecesi %0,866'dır. Bu maddenin asitlik sabitini belirleyiniz.
- Çözeltinin hangi konsantrasyonunda nitröz asidin protoliz derecesi 0,2 olacak?
- Asit protolizinin derecesini iki katına çıkarmak için 300 ml 0,2 M asetik asit çözeltisine ne kadar su eklenmelidir?
- Çözeltisinde pH = 6 ise hipokloröz asidin protoliz derecesini belirleyin.Bu çözeltideki asit konsantrasyonu nedir?
- Çözeltinin pH'ı 3'tür. Bunun için a) nitrik, b) asetik asidin konsantrasyonu ne olmalıdır?
- Bir çözeltideki a) oksonyum iyonlarının, b) hidroksit iyonlarının konsantrasyonu, çözeltinin pH'ını bir artıracak şekilde nasıl değiştirilmelidir?
- pH = 12'de 1 ml çözeltide kaç oksonyum iyonu bulunur?
- 10 litre suya 0,4 g NaOH eklenirse suyun pH'ı nasıl değişir?
- Aşağıdaki sulu çözeltilerde oksonyum iyonları ve hidroksit iyonlarının konsantrasyonlarını ve ayrıca hidrojen ve hidroksit endekslerinin değerlerini hesaplayın: a) 0.01 M HCl çözeltisi; b) 0.01 M CH3COOH çözeltisi; c) 0.001 M NaOH çözeltisi; d) 0.001 M NH3 çözeltisi.
- Ekte verilen çözünürlük ürün değerlerini kullanarak konsantrasyonunu ve kütle kesri a) gümüş klorür, b) kalsiyum sülfat, c) alüminyum fosfat çözeltisinde çözünmüş maddeler.
- 1 g ağırlığındaki baryum sülfatı 25 o C'de çözmek için gereken su hacmini belirleyin.
- 25 o C'de doymuş 1 litre gümüş bromür çözeltisindeki iyon şeklindeki gümüşün kütlesi nedir?
- 25 o C'de doymuş bir gümüş sülfür çözeltisinin hangi hacmi 1 mg çözünen içerir?
- 0,05 M Pb(NO 3) 2 çözeltisine eşit hacimde 0,4 M KCl çözeltisi eklenirse çökelti oluşur mu?
- 5 ml 0.004 M CdCl2 solüsyonu ve 15 ml 0.003 M KOH solüsyonu döküldükten sonra bir çökelti oluşup oluşmayacağını belirleyin.
- Aşağıdaki maddeler emrinizdedir: NH 3 , KHS, Fe, Al(OH) 3 , CaO, NaNO 3 , CaCO 3 , N 2 O 5 , LiOH, Na 2 SO 4 . 10H20, Mg (OH) Cl, Na, Ca (NO 2) 2. 4H20, ZnO, NaI. 2H 2 O, CO 2 , N 2 , Ba(OH) 2 . 8H20, AgNO3. Bu maddelerin her biri için ayrı bir kartta aşağıdaki soruları yanıtlayın:
1) Bu maddenin normal şartlar altında yapısı nasıldır (moleküler veya moleküler olmayan)?
2) Bu madde oda sıcaklığında hangi kümelenme durumundadır?
3) Bu madde ne tür kristaller oluşturur?
4) Tanımlamak Kimyasal bağ bu maddede.
5) Bu madde geleneksel sınıflandırmaya göre hangi sınıfa aittir?
6) Bu madde su ile nasıl etkileşir? Çözünür veya reaksiyona girerse, kimyasal denklemi verin. Bu süreci tersine çevirebilir miyiz? Eğer yaparsak, o zaman hangi koşullar altında? Bu süreçteki denge durumunu hangi fiziksel nicelikler karakterize edebilir? Bir madde çözünür ise çözünürlüğü nasıl arttırılabilir?
7) Bu maddenin hidroklorik asit ile reaksiyonunu gerçekleştirmek mümkün müdür? Mümkünse, hangi koşullar altında? Reaksiyon denklemini verin. Bu reaksiyon neden gerçekleşir? Tersine çevrilebilir mi? Geri döndürülebilirse, hangi koşullar altında? Bu reaksiyonda verim nasıl arttırılır? Hidroklorik asit yerine kuru hidrojen klorür kullanırsak ne değişecek? Karşılık gelen reaksiyon denklemini verin.
8) Bu maddenin bir sodyum hidroksit çözeltisi ile reaksiyonunu gerçekleştirmek mümkün müdür? Mümkünse, hangi koşullar altında? Reaksiyon denklemini verin. Bu reaksiyon neden gerçekleşir? Tersine çevrilebilir mi? Geri döndürülebilirse, hangi koşullar altında? Bu reaksiyonda verim nasıl arttırılır? Sodyum hidroksit çözeltisi yerine kuru NaOH kullanılırsa ne değişecek? Karşılık gelen reaksiyon denklemini verin.
9) Bu maddeyi elde etmek için bildiğiniz tüm yöntemleri veriniz.
10) Bu maddenin bildiğiniz tüm isimlerini veriniz.
Bu soruları cevaplarken, herhangi bir referans literatürü kullanabilirsiniz.
pH metre yöntemi
Ölçümler, aktivite katsayısı bire eşit alınarak seyreltik çözeltilerde gerçekleştirilir.
Su otoprotolizinin reaksiyonunu dikkate almazsak, zayıf bir monobazik asidin sulu bir çözeltisindeki iyonik denge denklemi aşağıdaki forma sahip olacaktır:
HA + H 2 O = H 3 O + + A - x
Asitlik sabiti şu şekilde ifade edilir:
Ayrıca, [c] = 1 mol/l
Asit zayıfsa, o zaman 
Buradan alıyoruz
Farklı başlangıç asit konsantrasyonlarına sahip çözeltiler hazırlayın ve pH'larını ölçün.
pH'a karşı lg grafiği oluşturun c HA. Yukarıdaki denklemden, y ekseninde düz bir çizgiyle kesilen parçanın 1/2рK kis'e eşit olduğu sonucu çıkar.
Potansiyometrik yöntemle asitlik sabitinin belirlenmesi
monobazik asit için
.
Belirlemek için, bilinen bir asit konsantrasyonuna sahip bir çözeltideki hidronyum iyonlarının konsantrasyonunu ölçmek gerekir. Gösterge elektrotu olarak, Ag | AgCl | KCI || H 3 O + , doy.x.g |Pt
Daha doğru sonuçlar elde etmek için zayıf bir asit çözeltisi bir NaOH çözeltisi ile titre edilir, titrasyon sırasında elementin EMF değeri ölçülür ve pH hesaplanır.
Sistemde aşağıdaki reaksiyonlar gerçekleşir:
H 2 O + H 2 O \u003d H 3 O + + OH - x 1
HA + H 2 O \u003d H 3 O + + A - x 2
H 3 O + + NaOH \u003d 2 H 2 O + Na x 3
x 1 olduğunu varsayabiliriz<< x 2 и x 1 << x 3 .
Denge denklemleri şu şekildedir: 
.
Daha önce gösterildiği gibi
BÖLÜM 3. BASİT REAKSİYONLARIN KİNETİK DÜZENLİLİKLERİ
Kimyasal kinetik, bir kimyasal reaksiyonun veya fiziko-kimyasal süreçlerin zaman içindeki seyrini inceleyen bir bilimdir, bu, kimyasal reaksiyon hızının reaktiflerin konsantrasyonuna, sıcaklığa, özelliklerine bağlılığını inceleyen bir fiziksel kimya dalıdır. ortam, radyasyon ve diğer faktörler.
Kimyasal reaksiyonların sınıflandırılması
Kinetik açısından, kimyasal reaksiyonları sınıflandırmak için birkaç ilke vardır:
1) reaksiyondaki katılımcıların toplanma durumuna göre, tüm reaksiyonlar homojen ve heterojen olarak ayrılır.
Tüm reaktanlar aynı fazda olduğunda homojen reaksiyonlar. Bunlar:
a) gaz fazı
b) sıvı faz
c) katı faz
Heterojen reaksiyonlar, reaksiyona katılanlar farklı evrelerdeyken; reaksiyon faz sınırında ilerler
2) temel hareketin özelliklerine göre
a) katalitik
b) katalitik olmayan
c) fotokimyasal
d) elektrokimyasal
e) zincir
3) aşama sayısına göre
a) basit (1. aşama)
B kompleksi
4) reaksiyon tersinirliği ile
a) geri dönüşümlü (iki taraflı)
b) geri döndürülemez
Aşağıdaki durumlarda reaksiyon geri döndürülemez olarak kabul edilir:
a) reaksiyon bir gaz üretir
HCOOH → H20 + CO2
b) az çözünür bir bileşik oluşur
AgNO 3 + KJ → AgJ↓ + KNO 3
c) düşük ayrışmalı bir bileşik oluşur
HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O
d) çok fazla ısı açığa çıkar
3Fe 3 O 4 + 8Al → 4Al 2 O 3 + 9Fe + ∆H
3.2. Temel kimyasal reaksiyonlar
Kimyasal reaksiyonların hızı, reaksiyonun yoluna bağlıdır. Bu yol, temel kimyasal reaksiyonların bir toplamı olarak temsil edilebilir.
Temel bir reaksiyon, bir bileşeni diğerine dönüştürmenin tek yönlü bir işlemidir. Aynı türden temel kimyasal dönüşüm eylemlerinin bir kümesidir. Çoğu kimyasal reaksiyon basit değildir; birkaç temel aşama içerirler - karmaşık reaksiyonlar.
Reaksiyon mekanizması, bir dizi temel adımdır.
Bir reaktan, kimyasal bir reaksiyona katılandır.
d ρ n k bileşenin mol sayısında sonsuz küçük bir değişikliktir. k temel reaksiyonda ρ
Eğer bir d ρ nk > 0 – reaksiyon ürünü
d ρ n k< 0 – başlangıç malzemesi
d ρ n k = 0 – kayıtsız madde
3.3. Bir kimyasal reaksiyonun hızı
Bir kimyasal reaksiyonun hızı, bir birim hacimde veya bir birim yüzeyde birim zamanda meydana gelen aynı türden bir kimyasal dönüşümün temel eylemlerinin sayısıdır.
Tepkiyi düşünün:
t = 0 - ilk mol sayıları
t ≠ 0 n A n B n C n D - mevcut mol sayısı ξ =
(xi) ξ – reaksiyon derinliği
Protolitik reaksiyon türleri.
MU "Çözümler" s. 52-55
Suyun otoprotolizi. Suyun iyonik ürünü.MU "Çözümler» sayfa 56
Çok zayıf bir elektrolit olmasına rağmen, su moleküllerinin küçük bir kısmı her zaman iyonik haldedir. Suyun iyonlaşması ve daha fazla ayrışması, daha önce bahsedildiği gibi, asit-baz orantısızlığının veya otoprotolizin protolitik reaksiyonunun denklemi ile tarif edilir.
Su çok zayıf bir elektrolittir, dolayısıyla ortaya çıkan konjuge asit ve konjuge baz güçlüdür. Bu nedenle, bu protolitik reaksiyonun dengesi sola kaydırılır.
Bu dengenin sabiti K eşittir =
Su iyonlarının konsantrasyonunun ürününün nicel değeri × suyun iyonik ürünü.
Şuna eşittir: × = K eşittir. × 2 = 1 × 10 - 14
Bu nedenle: K H 2O \u003d × \u003d 10 - 14 veya basitleştirilmiş K H 2O \u003d × \u003d 10 - 14
K H 2 O, suyun iyonik ürünüdür, suyun otoprotoliz sabiti veya basitçe su sabitidir. K H 2 O sıcaklığa bağlıdır. t°C yükseldikçe artar.
Kimyasal olarak saf suda = = = 1×10 – 7 . Bu tarafsız bir ortamdır.
Çözeltide > olabilir - ortam asidiktir veya< – среда щелочная
= ; =
PH değeri
Çözeltilerin asitliğini ölçmek için şunu kullanın: hidrojen iyonu konsantrasyon indeksi pH.
Hidrojen indeksi, bir çözeltideki serbest hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasına eşit bir değerdir.
pH = – lg ⇒ = 10 – pH
Nötr bir ortamda pH = 7
asidik pH'da< 7
Alkali pH> 7'de
Ortamın bazikliğini karakterize etmek için hidroksil indeksi pOH kullanılır.
pOH \u003d - lg [OH -] ⇒ [OH -] \u003d 10 - pOH
pH + pOH = 14 Þ pH = 14 - pOH ve pOH = 14 - pH
Asit ve baz çözeltileri için pH hesaplama formülleri.
pH = – lg
- Güçlü asitler: \u003d C (1 / z asitler)
Tam ayrışma koşulu altında С(HCl) = 0.1 mol/l olan bir HCl çözeltisinin pH'ını hesaplayın.
C(HCl) = 0.1 mol/1; pH \u003d - lg 0.1 \u003d 1
2. Güçlü bazlar: [OH - ] \u003d C (1 / z bazlar)
Aynı koşullar altında NaOH çözeltisinin pH'ını hesaplayın.
C(NaOH) = 0.1 mol/1; = = 10 – 13; pH \u003d - lg 10 - 13 \u003d 13
3. Zayıf asitler
Molar konsantrasyonu 0,5 mol/l olan bir asetik asit çözeltisinin pH'ını hesaplayın. CH 3COOH \u003d 1.8 × 10 - 5'e.
3×10 - 3
pH \u003d - lg 3 × 10 - 3 \u003d 2.5
4. Zayıf bazlar
Molar konsantrasyonu 0,2 mol/L olan bir amonyak çözeltisinin pH'ını hesaplayın.
KNH3 \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
pH = 7'de, [H + ] = 10 - 7
pH'ı belirlemek için çeşitli yöntemler vardır: göstergeler ve iyonomer cihazları kullanmak.
Vücudun kimyasal reaksiyonları ve biyokimyasal süreçleri için pH değeri.
Belirli bir yönde ilerlemek için birçok reaksiyon, ortamın kesin olarak tanımlanmış bir pH değerini gerektirir.
Normal olarak, sağlıklı bir vücutta, çoğu biyolojik sıvının ortamının reaksiyonu nötre yakındır.
Kan - 7.4
Tükürük - 6.6
Bağırsak suyu - 6.4
Safra - 6.9
İdrar - 5.6
Mide suyu: a) istirahatte - 7.3
b) sindirim durumunda - 1.5-2
pH'ın normdan sapması, tanısal (hastalığın belirlenmesi) ve prognostik (hastalığın seyri) bir değere sahiptir.
Asidoz, pH'ın asit tarafına kaymasıdır, pH düşer, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu artar.
Alkaloz - pH alkali bölgeye kayar, pH artar, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu azalır.
Kan pH'ının normdan onda bir oranında geçici olarak sapması, vücutta ciddi rahatsızlıklara yol açar. Kan pH'ındaki uzun süreli dalgalanmalar ölümcül olabilir. Kan pH'ındaki sapmalar 6.8 - 8 olabilir, bu aralığın dışında herhangi bir yöndeki değişiklikler yaşamla bağdaşmaz.
Birleşik ve izole protolitik dengeler.
Protolitik süreçler tersinir reaksiyonlardır. Protolitik dengeler, daha zayıf asitlerin ve bazların oluşumuna eğilimlidir. Bir protona sahip olmak için farklı güçteki bazlar arasındaki rekabet olarak görülebilirler. İzole ve birleşik dengelerden bahsediyorlar.
Aynı anda var olan birkaç denge birbirinden bağımsız ise, bunlara izole denir. Birinde dengede bir kayma, diğerinde denge konumunda bir değişiklik gerektirmez.
Birindeki dengedeki bir değişiklik diğerinde dengede bir değişikliğe yol açarsa, o zaman birleşik (eşlenik, rekabet eden) dengelerden söz ederiz. Kombine dengeye sahip sistemlerde baskın süreç, denge sabitinin daha büyük bir değeri ile karakterize edilen süreçtir.
İkinci süreç baskın olacaktır, çünkü denge sabiti, birinci sürecin denge sabitinden daha büyüktür. İkinci süreçteki denge sağa kaydırılır. daha fazla, çünkü metilamin, amonyaktan daha güçlü bir bazdır, NH4+, CH3NH3+'dan daha güçlü bir asittir.
Çözüm: Daha güçlü baz, daha zayıf bazın iyonlaşmasını bastırır. Bu nedenle, bir amonyak ve metilamin karışımına az miktarda hidroklorik asit eklendiğinde, metilamin esas olarak protonasyona uğrayacaktır.
Ve ayrıca: en güçlü asit, zayıf asitlerin iyonlaşmasını bastırır. Böyle, hidroklorik asit mide suyunda bulunan, asetik asidin (gıda ile birlikte gelir) veya asetilsalisilik asidin (ilaç) iyonlaşmasını engeller.
______________________________________________________________
Genel durumda, Bronsted-Lowry protolitik teorisine göre, denklem (4.2) uyarınca, zayıf bir monobazik asidin ayrışması için elimizde:
Gerçek termodinamik sabit İle bu denge
tüm faaliyetlerin denge olduğu yer. Bu oranı şu şekilde gösterelim:
Önceki durumda olduğu gibi, iki sabitin çarpımını belirtin İle ve (H 2 O) ila (H 2 O) \u003d const T= inşaat Sonra
veya yaklaşık olarak:
tüm konsantrasyonların denge olduğu yerde. burada değer İle a isminde asit ayrışma (iyonizasyon) sabiti veya basitçe asitlik sabiti.
Birçok zayıf asit için Sayısal değerler İle açok küçükler, bu yüzden yerine İle a uygulamak güç göstergesi (veya sadece bir gösterge):
RK a =- lg İle a .
Daha fazla İle a(yani, daha küçük p İle a ), asit o kadar güçlüdür.
Monobazik asit HB'nin ilk konsantrasyonuna izin verin dereceye eşitçözelti içinde ayrışması (iyonlaşma). O zaman [Н 3 О + ] ve [В - ] iyonlarının denge konsantrasyonları [Н 3 О + ] = [В - ] = değerine eşit olacaktır. αс a , bir denge asit konsantrasyonu [HB] = ile a - α ile a = ile a(1 - a). Bu denge konsantrasyonları değerlerini denge sabiti (4.10) ifadesine koyarak, şunu elde ederiz:
Eğer konsantrasyon yerine ile a karşılıklı kullan V- l / mol olarak ifade edilen seyreltme (seyreltme), V=1/ile a , o zaman formülü İle a gibi görünecek:
Bu oran, ifadenin yanı sıra
tanımlamak Ostwald'ın seyreltme yasası (veya seyreltme yasası) zayıf bir ikili elektrolit için. a1 için (birçok analitik sistemdeki tipik bir durum)
Genel durumda, herhangi bir bileşimin zayıf bir elektroliti için Kn Am şemaya göre iyonlara ayrışır.
KnAm = Pİle + +t ANCAK n -
Ostwald'ın seyreltme yasası, bağıntı ile tanımlanır.
nerede ile- zayıf bir elektrolitin, örneğin zayıf bir asidin ilk konsantrasyonu. Yani, ortofosforik asit için H3 RO 4 (P = 3,
t= 1), şemaya göre toplamda iyonlara bozunur
.
İkili bir elektrolit için ilişki (4.11)'e dönüşür. a1 için elimizde:
Bir monobazik asit HB çözeltisinin pH'ının denge değerini bulalım. Hidrojen iyonlarının denge konsantrasyonu
Notasyonu kullanarak şunu elde ederiz:
pH = 0,5(p İle a+p ile a). (4.12)
Bu nedenle, zayıf bir monobazik asit çözeltisinin denge pH değerini hesaplamak için bu asidin asitlik sabitini bilmek gerekir. İle a ve ilk konsantrasyonu ile a .
Başlangıç konsantrasyonu 0.01 mol/L olan bir asetik asit çözeltisinin pH'ını hesaplayın.
Asetik asit için oda sıcaklığında İle a = 1,74 10 -5 ve p İle a = 4,76.
(4.12) formülüne göre şunları yazabiliriz:
pH = 0,5(p İle a+p ile a) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
Herhangi bir zayıf noktanın bir çözümündeki denge için benzer bir değerlendirme yapılabilir. çok temel asitler.
Polibazik asitler, her biri kendi denge sabiti ile karakterize edilen birkaç aşamada adım adım iyonlara ayrışır. kademeli asit ayrışma sabiti. Böylece, örneğin, ortoborik asit H3BO3 çözeltilerinde dengeler kurulur (sabitlerin değerleri 25 ° C için verilmiştir):
H 3 BO 3 + H 2 O \u003d H 3 O + +, İle 1
= 
H 2 O \u003d H 3 O + +, İle 2
= 
H 2 O \u003d H 3 O + +, İle 3 =
Her bir sonraki aşamanın asit ayrışma sabiti, önceki aşamanın ayrışma sabitinden daha azdır - genellikle birkaç büyüklük sırası ile.
Tüm kademeli ayrışma sabitlerinin çarpımı, toplam asit ayrışma sabiti K'ye eşittir:
İle 1 İle 2 ...İLE P =K.
Böylece ortoborik asit için değerin
İle 1
İle 2
İle 3
=K= 
şemaya göre toplam asit ayrışma sabitidir:
4.3.2 Zayıf bazların çözeltilerinin baziklik sabiti ve pH'ı
Bronsted-Lowry'nin asit ve bazlarının protolitik teorisine göre, genel durumda, sulu çözeltilerde tek bir asit zayıf baz B'nin iyonlaşması için şöyle yazılabilir:
B + H20 \u003d HB + + OH -
Bazın iyonlaşma derecesi a1 ise, konsantrasyon sabiti bu kimyasal dengenin sabiti olarak alınabilir.
Bir öncekine benzer şekilde devam ederek şunları elde ederiz:
İle = =K b = const ne zaman T= sabit
iki sabitin ürünü olarak İle\u003d sabit ve [H 2 O] \u003d sabit.
miktar diyelim K b , eşit, bu nedenle,
K b = , (4.13)
zayıf bir tek asit bazının ayrışma (iyonlaşma) sabitiveyasadece bir temellik sabiti bu taban ve değer
p K b = K b ,
Temellik sabitinin bir güç göstergesi (veya basitçe bir göstergesi).
İncelenen durumda Ostwald seyreltme yasasına göre ((4.11) ilişkisine benzer)
K b =,
tek bir asit zayıf bazın iyonlaşma derecesi nerede ve başlangıç konsantrasyonudur. Zayıf bir baz a1 için o zaman
Oda sıcaklığında incelenen monoasit bazın sulu bir çözeltisinin denge pH değerini bulalım. Formül (4.7)'ye göre elimizde:
pH = p İle w - rOH = 14 - rOH.
pOH = [OH - ] değerini belirleyelim. Açıkça
[OH -] = = 
pON = [OH - ], p göstergelerini kullanma İle b =K b ve
p = , şunu elde ederiz: pOH = 0,5 (p İle b+ p). Bu ifadeyi pH için yukarıdaki formülde yerine koyarak, ilişkiye ulaşırız.
pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0,5 (p İle b+ p).
Bu nedenle, zayıf bir tek asit bazın çözeltisindeki denge pH değeri, formül (4.15) kullanılarak hesaplanabilir:
pH = 14 - 0,5 (p İle b+ p). (4.15)
0.01 mol/l sulu amonyak çözeltisinde pH'ı hesaplayın, bunun için oda sıcaklığında İle b= ve p İle b = 4,76.
Sulu bir amonyak çözeltisinde bir denge kurulur:
çoğunlukla sola kaydırılır, böylece amonyağın iyonlaşma derecesi . Bu nedenle, pH değerini hesaplamak için (4.15) ilişkisini kullanabilirsiniz:
pH = 14 - 0,5 (p İle b+ p) =
Herhangi bir zayıf için benzer bir değerlendirme yapılabilir. poliasit gerekçesiyle. Doğru, bu durumda daha hantal ifadeler elde edilir.
Zayıf polibazik asitler gibi zayıf poliasit bazlar, adım adım ayrışır ve her ayrışma adımı ayrıca bazın adım adım ayrışma sabitine sahiptir - adım adım bazlık sabiti.
Örneğin, sulu çözeltilerdeki kurşun hidroksit Pb (OH) 2, iki aşamada iyonlara ayrışır:
Aynı denge, (protolitik teori çerçevesinde) bir bazın, bir protonu bağlayan bir madde olarak tanımına bağlı kalarak, başka bir şekilde de yazılabilir. bu durum- bir su molekülünden kabul etmek:
Bu durumda, kademeli baziklik sabitleri şu şekilde temsil edilebilir:
Bu dengelerin böyle bir kaydıyla, su molekülünden gelen protonun, su molekülünün () oluşumu ile hidroksil grubuna geçtiği, bunun sonucunda kurşun (II) atomuna yakın su moleküllerinin sayısının arttığı varsayılır. bir artar ve kurşun (II) atomu ile bağlantılı hidroksil gruplarının sayısı da her ayrışma adımında bir azalır.
Çalışmak İle 1 İle 2 =K=[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =
2.865 nerede İle- şemaya göre tam ayrışma sabiti
veya başka bir şemaya göre
hangi sonuçta aynı sonuca yol açar.
Diğer bir örnek, sulu çözelti içinde iki aşamada iyonlaşmaya maruz kalan organik baz etilendiamindir. İlk aşama:
İkinci adım:
Çalışmak 
-
toplam ayrışma sabiti. Dengeyle eşleşiyor
Oda sıcaklığı için denge sabitlerinin sayısal değerleri yukarıda verilmiştir.
Polibazik asitler durumunda olduğu gibi, zayıf bir poliasit baz için, sonraki her adımın ayrışma sabiti genellikle önceki adımın ayrışma sabitinden birkaç büyüklük mertebesi daha küçüktür.
Masada. 4.2, bazı zayıf asit ve bazların asitlik ve bazlık sabitlerinin sayısal değerlerini gösterir.
Tablo 4.2. Bazı asit ve bazların sulu çözeltilerinde gerçek termodinamik iyonlaşma sabitleri.
İle a- asitlik sabiti, İle b- baziklik sabiti,
İle 1 - ilk aşama için ayrışma sabiti,
İle 2
- ikinci aşama için ayrışma sabiti, vb.
| Zayıf asitlerin ayrışma sabitleri |
||
| Asit | İle a | R İle a=-lg İle a |
| azotlu aminoasetik benzoik Borik (ortoborik) Tetrabornaya
Böylece, bu teoriye göre Bir asit, molekülleri (iyonlar dahil) bir proton bağışlayabilen herhangi bir maddedir, yani. proton donörü olmak; Baz, molekülleri (iyonlar dahil) bir proton bağlayabilen herhangi bir maddedir, yani. bir proton alıcısı olmak; Amfolit, hem verici hem de proton alıcısı olan herhangi bir maddedir. Bu teori, sadece nötr moleküllerin değil, iyonların da asit-baz özelliklerini açıklar. Proton veren bir asit, bu aside konjuge olan bir baza dönüşür. "Asit" ve "baz" terimleri, göreceli terimler aynı parçacıklar - moleküller veya iyonlar - hem bazik hem de asit özellikleri partnere göre değişir. Protolitik dengede asit-baz çiftleri oluşur. Proton teorisine göre hidroliz, iyonizasyon ve nötralizasyon reaksiyonları özel bir fenomen olarak kabul edilmez, protonların asitten baza olağan geçişi olarak kabul edilir. Hidrojen iyonunun ayrılmasından sonra oluşan A parçacığı | ||
| çünkü belirli bir aside konjuge baz denir. H + iyonunu kendisine yeniden bağlayabilir. | ||
| Protolitik teoriye göre asitler ve bazlar üç tip olabilir: nötr, anyonik ve katyonik. İlkinin rolü, bir H + iyonu verebilen veya ekleyebilen nötr moleküller tarafından oynanır, örneğin: HCl, H2S04, HNO3 (asitler); NH3, CH3-0-CH3 (bazlar). Anyonik bazlar ve asitler negatif yüklü iyonlardır, örneğin: HSO 4 -, HPO 4 2-, HS - (asitler); OH -, Cl -, NO 3 - (bazlar). Döküm katyonik bazlar ve asitler pozitif yüklü iyonlar hareket eder, örneğin: NH 4 +, H 3 O + (asitler); H 2 N–NH 3 +, H 2 N– (CH 2) 2 –NH 3 + (bazlar). Birçok parçacık (hem moleküller hem de iyonlar) amfoterik özellikler, yani koşullara bağlı olarak hem asit hem de baz olarak hareket edebilirler, örneğin: H 2 O, NH 3, HSO 4 -, H 2 N–NH 3 +, vb. Bu bileşiklere amfiprotik veya amfolitler denir. Bronsted-Lowry teorisi, Arrhenius teorisinden daha mükemmel olmasına rağmen, bazı dezavantajları da vardır ve kapsamlı değildir. Bu nedenle, bir asit işlevi gösteren, ancak bileşimlerinde H + iyonları içermeyen birçok madde için geçerli değildir, örneğin: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3, vb. | ||