gdje je: K a – konstanta kiselosti; K p je konstanta ravnoteže.
Kiselina je tamo jača, veća je konstanta kiselosti. Često se koriste pKa vrijednosti. Što je manja pKa vrijednost, to je kiselina jača.
pK a = -lgK a
Na primjer, pK a fenola = 10, pK a etanola = 16. To znači da je fenol šest redova veličine (milion puta) jača kiselina od etil alkohola.
Osnovnost se može izraziti u terminima pK b .
RKb = 14 - pKa
Važno je zapamtiti da je pKa vode 15,7. Sve tvari koje imaju pKa veći od vode ne mogu pokazati kisela svojstva u vodenim otopinama. Voda, kao jača kiselina, inhibira disocijaciju slabijih kiselina. Od većine organska jedinjenja kisela svojstva su izražena mnogo puta slabije od onih u vodi, razvijen je polarografski pristup procjeni njihove kiselosti (I.P. Beletskaya et al.). Omogućava procjenu kiselosti do pKa = 50, iako se za vrlo slabe kiseline pKa vrijednosti mogu samo grubo procijeniti.
Kvalitativna procjena kiselosti izuzetno je važna kako u nizu tvari slične strukture, tako i za spojeve različitih klasa. Sposobnost kiseline da donira proton povezana je sa stabilnošću nastalog anjona. Što je rezultirajući anion stabilniji, to je manja njegova želja da uhvati proton nazad i pretvori se u neutralni molekul. Prilikom procjene relativne stabilnosti anjona, nekoliko faktora se mora uzeti u obzir.
Priroda atoma koji daje proton.Što atom lakše izgubi proton, veća je njegova elektronegativnost i polarizabilnost. Stoga se u nizu kiselina sposobnost disocijacije smanjuje na sljedeći način:
S-h>O-H>-N-h>C-H
Ova serija savršeno odgovara svojstvima atoma poznatim iz periodnog sistema.
Uticaj okoline. Ako se uspoređuju supstance slične strukture, procjena se vrši poređenjem elektronske gustine na atomu koji je donirao proton. Svi strukturni faktori koji doprinose smanjenju naboja stabilizuju anjon, dok ga povećanje naboja destabilizuje. Dakle, svi akceptori povećavaju kiselost, svi donori je smanjuju.
To se dešava bez obzira na to koji efekat prijenosa elektrona (induktivni ili mezomerni) uzrokuje preraspodjelu gustine elektrona.
solvatacijski efekat. Solvatacija (interakcija sa molekulima rastvarača) povećava stabilnost anjona usled preraspodele viška elektronske gustine između anjona i molekula rastvarača. Općenito, obrazac je sljedeći:
Što je rastvarač polarniji, jača je solvatacija;
Što je ion manji, to je bolje rastvoren.
Bazičnost prema Brönstedu je sposobnost supstance da obezbedi svoj par elektrona za interakciju sa protonom. U pravilu su to tvari koje sadrže atome dušika, kisika i sumpora u molekuli.
Što je slabije bazično središte koje drži par elektrona, to je bazičnost veća. Zaredom
R3-N >R2O>R2S
bazičnost se smanjuje. Ovaj niz je lako zapamtiti korištenjem mnemoničkog pravila "NOS".
Postoji veza između Brønstedovih baza: anioni su jače baze od odgovarajućih neutralnih molekula. Na primjer, hidroksidni anion (-OH) je jača baza od vode (H 2 O). Kada baza stupi u interakciju s protonom, mogu se formirati kationi onijuma:
R 3 O + - oksonijum kation;
NR 4 + - amonijum kation;
· R 3 S + - sulfonijum kation.
Kvalitativna procjena bazičnosti u supstancama slične strukture vrši se po istoj logici kao i procjena kiselosti, ali sa suprotnim predznakom.
Dakle, svi akceptorski supstituenti smanjuju svoju bazičnost, svi donori povećavaju svoju bazičnost.
Lewisove kiseline i baze
Lewisove baze su donori elektronskih parova, kao i Brønstedove baze.
Lewisova definicija za kiseline značajno se razlikuje od uobičajene (prema Brönstedu). Prema Lewisu, Lewisova kiselina je bilo koja molekula ili ion koji ima slobodnu orbitalu, koja može biti ispunjena elektronskim parom kao rezultat interakcije. Ako je, prema Bronstedu, kiselina donor protona, onda je, prema Lewisu, sam proton (H +) kiselina, jer je njegova orbitala prazna. Postoji mnogo Lewisovih kiselina: Na+, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 itd. Lewisova teorija dopušta da se mnoge reakcije opisuju kao kiselinsko-bazne interakcije. Na primjer:
Često u reakcijama s Lewisovim kiselinama, organska jedinjenja koja su donori para p-elektrona učestvuju kao baze:
U organskoj hemiji je prihvaćeno:
· ako se koristi izraz "kiselina", to znači Brønstedova kiselina;
Ako se izraz “kiselina” koristi u Lewisovom smislu, kažu “Lewisova kiselina”.
Predavanje #5
ugljovodonici
Alkani
· Homologne serije, nomenklatura, izomerizam, alkil radikali. Elektronska struktura molekula alkana, sp 3 hibridizacija, s-veza. Dužine C-C i C-H veze, uglovi veze, energije veze. Prostorni izomerizam organskih supstanci. Metode za prikaz prostorne strukture molekula sa sp 3 hibridiziranim atomima ugljika. Spektralne karakteristike alkana. Fizička svojstva alkana i obrasci njihovih promjena u homolognom nizu.
Alkani (zasićena aciklična jedinjenja, parafini)
Alkani su ugljikovodici s otvorenim lancem atoma, koji odgovaraju formuli C n H 2 n + 2, gdje su atomi ugljika međusobno povezani samo σ-vezama.
Izraz "zasićen" znači da je svaki ugljik u molekulu takve tvari povezan s najvećim mogućim brojem atoma (sa četiri atoma).
Struktura metana je detaljno opisana u predavanju br. 2.
Izomerizam, nomenklatura
Prva tri člana homolognog niza (metan, etan i propan) postoje kao jedan strukturni izomer. Počevši od butana, broj izomera brzo raste: pentan ima tri izomera, a dekan (C 10 H 22) već ima 75.
Metoda pH metra
Mjerenja se vrše u razrijeđenim otopinama, uzimajući koeficijent aktivnosti jednak jedan.
Ako ne uzmemo u obzir reakciju autoprotolize vode, onda je jednadžba ionske ravnoteže u vodeni rastvor slaba jednobazna kiselina imat će sljedeći oblik:
HA + H 2 O = H 3 O + + A - x
Konstanta kiselosti se izražava kao:
Štaviše, [c] = 1 mol/l
Ako je kiselina slaba, onda 
Odavde dobijamo
Pripremite otopine s različitim početnim koncentracijama kiselina i izmjerite njihov pH.
Napravite grafikon pH u odnosu na lg c HA. Iz gornje jednačine proizilazi da je segment odsječen pravom linijom na y-osi jednak 1/2rK kis.
Određivanje konstante kiselosti potenciometrijskom metodom
Za jednobazičnu kiselinu
.
Za određivanje, potrebno je izmjeriti koncentraciju hidronijevih jona u otopini s poznatom koncentracijom kiseline. Kao indikatorsku elektrodu možete koristiti staklenu ili kvinhidronsku elektrodu, kao što je Ag | AgCl | KCl || H 3 O + , zasićeni x.g |Pt
Da bi se dobili precizniji rezultati, rastvor slabe kiseline titrira se rastvorom NaOH, tokom titracije se meri EMF vrednost elementa i izračunava pH.
U sistemu se dešavaju sledeće reakcije:
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
Možemo pretpostaviti da je x 1<< x 2 и x 1 << x 3 .
Jednačine ravnoteže imaju oblik: 
.
Kao što je ranije prikazano
ODJELJAK 3. KINETIČKE PRAVILNOSTI JEDNOSTAVNIH REAKCIJA
Hemijska kinetika je nauka koja proučava tok hemijske reakcije ili fizičko-hemijske procese u vremenu, ovo je grana fizičke hemije koja proučava zavisnost brzine hemijske reakcije od koncentracije reagensa, temperature, svojstava medijum, zračenje i drugi faktori.
Klasifikacija hemijskih reakcija
Sa stanovišta kinetike, postoji nekoliko principa za klasifikaciju hemijskih reakcija:
1) prema stanju agregacije učesnika u reakciji sve reakcije se dijele na homogene i heterogene.
Homogene reakcije kada su svi reaktanti u istoj fazi. Oni su:
a) gasna faza
b) tečna faza
c) čvrsta faza
Heterogene reakcije, kada su sudionici reakcije u različitim fazama; reakcija se odvija na granici faza
2) prema specifičnostima elementarnog čina
a) katalitički
b) nekatalitički
c) fotohemijski
d) elektrohemijski
e) lanac
3) po broju faza
a) jednostavno (faza 1)
b) složena
4) reverzibilnošću reakcije
a) reverzibilno (bilateralno)
b) nepovratan
Reakcija se smatra nepovratnom ako:
a) reakcija proizvodi gas
HCOOH → H 2 O + CO 2
b) formira se teško rastvorljivo jedinjenje
AgNO 3 + KJ → AgJ↓ + KNO 3
c) formira se jedinjenje niske disocijacije
HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O
d) oslobađa se mnogo toplote
3Fe 3 O 4 + 8Al → 4Al 2 O 3 + 9Fe + ∆H
3.2. Elementarne hemijske reakcije
Brzina hemijskih reakcija zavisi od putanje reakcije. Ovaj put se može predstaviti kao zbir elementarnih hemijskih reakcija.
Elementarna reakcija je jednosmjerni proces pretvaranja jedne komponente u drugu. To je skup iste vrste elementarnih činova hemijske transformacije. Većina hemijskih reakcija nije elementarna; uključuju nekoliko elementarnih faza – složene reakcije.
Mehanizam reakcije je skup elementarnih koraka.
Reaktant je učesnik u hemijskoj reakciji.
d ρ n k je beskonačno mala promjena u broju molova komponente k u elementarnoj reakciji ρ
Ako d ρ nk > 0 – produkt reakcije
d ρ n k< 0 – početni materijal
d ρ n k = 0 – indiferentna supstanca
3.3. Brzina hemijske reakcije
Brzina hemijske reakcije je broj elementarnih činova hemijske transformacije istog tipa koji se dešavaju u jedinici vremena u jedinici zapremine ili po jedinici površine.
Razmotrite reakciju:
t = 0 - početni broj mladeža
t ≠ 0 n A n B n C n D - trenutni broj molova ξ =
(xi) ξ – dubina reakcije
Na ravnotežu koja se uspostavlja u rastvoru slabog elektrolita između molekula i jona, može se primeniti zakon hemijske ravnoteže i zapisati izraz za konstantu ravnoteže. Na primjer, za elektrolitičku disocijaciju (protolizu) octene kiseline, koja se odvija pod djelovanjem molekula vode,
CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO -
konstanta ravnoteže ima oblik
Postoje dva načina da se zapiše vrijednost konstante kiselosti i bazičnosti. U prvoj metodi, vrijednosti konstante i temperature su naznačene u istoj liniji nakon jednadžbe reakcije i zareza, na primjer,
HF + H 2 O ↔ H 3 O + + F - , K k \u003d 6,67 10 -4 mol l -1 (25 ° C).
Kod druge metode prvo se zapisuje vrijednost konstante, a zatim se u zagradama navode kiseli i bazični oblici elektrolita, rastvarača (obično vode) i temperature:
K k \u003d 6,67 10 -4 (HF, F -, H 2 O, 25 ° C) mol l -1.
Konstante kiselosti i bazičnosti zavise od prirode elektrolita, rastvarača, temperature, ali ne ovise o koncentraciji rastvora. Oni karakteriziraju sposobnost date kiseline ili date baze da se razgradi na ione: što je veća vrijednost konstante, to se elektrolit lakše disocira.
Višebazne kiseline, kao i baze dvo- ili više valentnih metala, disociraju u koracima. U rastvorima ovih supstanci uspostavljaju se kompleksne ravnoteže u kojima učestvuju joni različitog naelektrisanja. Na primjer, disocijacija ugljične kiseline odvija se u dva koraka:
H 2 CO 3 + H 2 O ↔ H 3 O + + HCO 3 -;
HCO 3 - + H 2 O ↔ H 3 O - + CO 3 2–.
Prvi bilans - prvi korak protolize- karakterizira konstanta kiselosti, označena sa K k1:
totalna ravnoteža
H 2 CO 3 + 2H 2 O ↔ 2H 3 O + + CO 3 2 -
odgovara ukupnoj konstanti kiselosti K na:
| K k = |
Vrijednosti K k, K k1 i K k2 su međusobno povezane relacijom:
K k \u003d K k1 K k2.
U slučaju stepenaste disocijacije supstanci, do razgradnje u sledećem koraku uvek dolazi u manjoj meri nego u prethodnom (u drugom je manje nego u prvom itd.) Drugim rečima, primećuju se sledeće nejednakosti:
K k > K k2 > K k3 i K 01 > K 02 > K 03. . .
Ovo se objašnjava činjenicom da je energija koju je potrebno utrošiti za odvajanje jona minimalna kada se odvoji od neutralnog molekula i postaje sve veća kako se disocira na svakom sljedećem koraku.
Ako koncentraciju elektrolita koji se raspada na dva jona označimo kroz c in, i stepen njegove disocijacije u ovoj otopini kroz α, tada će koncentracija svakog od iona biti c u α, a koncentracija nedisociranih molekula c u (1 - α). Tada jednadžba konstante protolize K k, ω (ili konstanta kiselosti ili konstanta bazičnosti) poprima oblik:
Ova jednačina izražava Ostwaldov zakon razrjeđenja. Omogućava izračunavanje stepena disocijacije pri različitim koncentracijama elektrolita ako je poznata njegova konstanta disocijacije. Koristeći ovu jednačinu, može se izračunati i konstanta disocijacije elektrolita, znajući njegov stepen disocijacije pri datoj koncentraciji.
Za rješenja u kojima je disocijacija elektrolita vrlo mala, Ostwaldova jednadžba je pojednostavljena. Budući da je u takvim slučajevima α<<, то величиной α в знаменателе уравнения для К к,ω можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид.
Samojonizacija vode
Voda, čak i nakon višekratne destilacije, zadržava sposobnost provođenja električne energije. Ova sposobnost vode je posledica njene samojonizacije.
$2H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$
Konstanta termodinamičke ravnoteže ima oblik:
Slika 1.
gdje je $a_X^(rel)=\frac(a_X^(equal))(a_X^0)$ relativna aktivnost čestice $X$ u ravnotežnom sistemu;
$aX^(equal)$ - apsolutna aktivnost čestice $X$ u ravnotežnom sistemu;
$(a_x)^0$ - apsolutna aktivnost $X$ u termodinamičkom stanju sistema.
Relativna aktivnost vode u ravnoteži je praktično jednaka jedinici, jer je stupanj reakcije vrlo mali (ako se teoretski nejonizirana voda uzme kao standardno stanje.
Koeficijenti aktivnosti $OH^-$ i $H_3O^+$ jona će biti blizu jedinice u čistoj vodi. Ravnoteža reakcije je snažno pomaknuta ulijevo. Relativna aktivnost $OH^-$ i $H_3O^+$ je praktično jednaka njihovim molarnim koncentracijama. Gdje
$(K_a)^0 \sim K_(auto) = $
gdje su $ i $ molarne koncentracije;
$K_(auto)$ - konstanta autopropolisa vode jednaka $1.00\cdot 10^(-14) \ mol^2/l^2$ na $25^\circ \ C.$
U čistoj vodi će koncentracije $ i $ biti jednake, dakle
$==\sqrt(10^(-14))=10^(-7)$ za $25^\circ \ C.$
Radi lakšeg izračuna, koncentracija je naznačena kao negativan logaritam, označen kao $pH$:
$pH=-lg$
$pH$ vrijednosti za čistu vodu su $7$, u kiselim otopinama $pH $7$.
Disocijacija kiseline i konstanta kiselosti
Za kiselinu $AH$, disocijacija se može izraziti jednadžbom:
$AH + H_2O ↔ A^- + H_3O^+$
U stanju ravnoteže, relativna gustina vode tokom prelaska iz jedne kiseline u drugu se neznatno menja, a sa beskonačnim razblaženjem približava se nuli. Stoga se koristi konstanta termodinamičke kiselosti $K_a^0$ ($AH$).
Omjer koeficijenata aktivnosti je isti za sve kiseline i jednak je jedan ako se procesi odvijaju u razrijeđenim otopinama.
Zatim, u razrijeđenoj vodenoj otopini, konstanta kiselosti $Ka (AH$) se koristi kao mjera jačine kiseline, koja se može odrediti formulom:
$Ka (AH)=\frac()()$
Formula prikazuje molarnu koncentraciju čestica na fiksnoj temperaturi $(25^\circ \ C)$ u ravnotežnom stanju.
Što je veća konstanta kiselosti, što je veći stepen disocijacije, to je kiselina jača. Za proračune i karakteristike kiselosti koristi se negativni logaritam konstante kiselosti $pKa$.
$pKa (AH)= -lgKa (AH)$
Što je veća vrijednost konstante kiselosti, to je kiselina slabija.
Vrijednost konstante kiselosti jednaka je $pH$ vrijednosti otopine pri kojoj će kiselina biti ionizirana za polovicu:
$pKa (AH) = pH - lg \frac()()$
Vrijednost koja karakterizira kiselost molekula vode u vodenom rastvoru je:
$Ka=\frac()()=\frac(Ka_(auto))()=\frac(10^(-14))(55.5)$
Dakle, na temperaturi od $25^\circ C$, $pKa (H_2O) = 15,7$. Ova vrijednost karakterizira kiselost molekula vode u otopini.
Za hidroksonijum jon $pKa (H_3O^+) = pK_(auto) - pKa = 14-15.7 = -1.7.$
Vrijednosti $pKa$ su tabelarni podaci. Međutim, za kiseline sa $pKa 0$ tabelarni podaci će biti netačni.
Moguće je odrediti konstante kiselosti u vodi direktnim mjerenjem koncentracija $A^-$ i $AH$ samo kada se disocijacija kiseline dogodi barem u određenoj mjeri, čak i jedva primjetna.
Ako je kiselina vrlo slaba, koja se praktično ne disocira, tada se koncentracija $A^-$ ne može precizno izmjeriti. Ako je, naprotiv, kiselina toliko jaka da se gotovo potpuno disocira, tada je nemoguće izmjeriti koncentraciju $AH$. U ovom slučaju će se koristiti indirektne metode za određivanje kiselosti.
Baza ionizacijske konstante
Da bismo izrazili konstantu disocijacije baze u vodi, koristimo jednačinu:
$B + H_2O ↔ BH^+ + OH^-$
Konstanta bazičnosti je:
$Kb=\frac()([B])$
Nedavno se konstante bazičnosti praktično ne koriste u proračunima, jer se konstanta kiselosti konjugirane kiseline može koristiti za dobijanje svih potrebnih informacija o bazi $BH^+.$
$BH^+ + H_2O ↔ B + H_3O^+$
$Ka (BH^+) = \frac([B])()$
Konstanta kiselosti kiseline će biti mjera jačine:
- $AH$ ili $BH^+$ kao donori protona;
- $A^-$ ili $B$ kao akceptori protona;
- jaka kiselina $AH$ ili $BH^+$ odgovara slaboj konjugiranoj bazi $A^-$ ili $B$, a onda je $pKa$ mala ili negativna;
- jaka baza $A^-$ ili $B$ odgovara slaboj kiselini $AH$ ili $BH^+$ i konstanta kiselosti će biti pozitivna
Moguće je direktno izmjeriti jačinu kiselina ili baza samo u uskom rasponu od $pKa (BH^+).$ Izvan intervala, bazičnost će se odrediti indirektnim metodama. Vrijednosti $pka (BH^+)$ izvan raspona $-2$ do $17$ bit će netačne.
Povezanost strukture i jačine kiselina
Relativna jačina kiselina može se predvidjeti na osnovu prirode centralnog atoma i strukture molekula kiseline.
Jačina kiselina bez kiseonika $HX$ i $H_2X$ (gde je $X$ halogen) je veća, što je slabija veza $X-H$, odnosno, što je veći poluprečnik atoma $X$.
U serijama $HF - HCl - HBr - HI$ i $H_2S - H_2Se - H_2Te$, jačina kiselina se povećava.
Za kiseline koje sadrže kiseonik, što je jača vrednost m u jedinjenju $E(OH)nOm$, to je kiselina jača.
Poglavlje 20
20.1. Zakon glumačkih masa
Upoznali ste se sa zakonom djelovanja mase proučavajući ravnotežu reverzibilnih kemijskih reakcija (poglavlje 9 § 5). Podsjetimo to na konstantnoj temperaturi za reverzibilnu reakciju
a A+ b B d D+ f Fzakon akcije mase izražava se jednačinom
Znate da je prilikom primjene zakona djelovanja mase važno znati u kojem su agregacijskom stanju tvari koje učestvuju u reakciji. Ali ne samo to: važan je broj i odnos faza u datom hemijskom sistemu. Prema broju faza, reakcije se dijele na homofazni, And heterofaza. Među heterofaznim, čvrsta faza reakcije.
| Homofazna reakcija Hemijska reakcija u kojoj su svi učesnici u istoj fazi. |
Takva faza može biti mješavina plinova (gasna faza), ili tečni rastvor (tečna faza). U ovom slučaju, sve čestice koje učestvuju u reakciji (A, B, D i F) su u stanju da vrše nasumično kretanje nezavisno jedna od druge, a reverzibilna reakcija se odvija kroz čitav volumen reakcionog sistema. Očigledno, takve čestice mogu biti ili molekule plinovitih tvari, ili molekule ili ioni koji tvore tekućinu. Primjeri reverzibilnih homofaznih reakcija su reakcije sinteze amonijaka, sagorijevanje klora u vodiku, reakcija između amonijaka i sumporovodika u vodenoj otopini, itd.
Ako je barem jedna supstanca koja učestvuje u reakciji u drugoj fazi od ostalih supstanci, tada se reverzibilna reakcija odvija samo na granici i naziva se heterofazna reakcija.
| heterofazna reakcija- hemijska reakcija čiji su učesnici u različitim fazama. |
Reverzibilne heterofazne reakcije uključuju reakcije koje uključuju plinovite i čvrste tvari (na primjer, razlaganje kalcijum karbonata), tečne i čvrste supstance (na primjer, taloženje iz otopine barij sulfata ili reakcija cinka sa hlorovodoničnom kiselinom), kao i plinovite i tečne supstance.
Poseban slučaj heterofaznih reakcija su reakcije u čvrstoj fazi, odnosno reakcije u kojima su svi sudionici čvrste tvari.
Zapravo, jednačina (1) vrijedi za svaku reverzibilnu reakciju, bez obzira kojoj od navedenih grupa pripada. Ali u heterofaznoj reakciji, ravnotežne koncentracije supstanci u uređenijoj fazi su konstante i mogu se kombinovati u konstantu ravnoteže (vidi Poglavlje 9 § 5).
Dakle, za heterofaznu reakciju
a A g+ b B cr d D r+ f F crzakon masovne akcije biće izražen relacijom
Vrsta ovog omjera ovisi o tome koje su tvari koje učestvuju u reakciji u čvrstom ili tekućem stanju (tečno, ako su ostale tvari plinovi).
U izrazima zakona djelovanja mase (1) i (2), formule molekula ili iona u uglastim zagradama označavaju ravnotežnu koncentraciju ovih čestica u plinu ili otopini. U tom slučaju koncentracije ne bi trebale biti velike (ne više od 0,1 mol/l), jer ovi omjeri vrijede samo za idealne plinove i idealna rješenja. (Pri visokim koncentracijama ostaje na snazi zakon djelovanja mase, ali umjesto koncentracije treba koristiti drugu fizičku veličinu (tzv. aktivnost), koja uzima u obzir interakcije između čestica plina ili otopina. Aktivnost nije proporcionalna koncentraciji ).
Zakon djelovanja mase nije primjenjiv samo na reverzibilne kemijske reakcije, već mu se povinuju i mnogi reverzibilni fizički procesi, na primjer, međufazna ravnoteža pojedinačnih supstanci tokom njihovog prijelaza iz jednog agregatnog stanja u drugo. Dakle, reverzibilni proces isparavanja - kondenzacije vode može se izraziti jednadžbom
H 2 O f H 2 O g
Za ovaj proces možemo napisati jednačinu konstante ravnoteže:
Dobiveni omjer potvrđuje, posebno, tvrdnju koja vam je poznata iz fizike da vlažnost zraka ovisi o temperaturi i pritisku.
20.2. Konstanta autoprotolize (jonski proizvod)
Još jedna primjena zakona masovnog djelovanja koja vam je poznata je kvantitativni opis autoprotolize (Poglavlje X § 5). Da li znate da je čista voda u homofaznoj ravnoteži?
2H 2 OH 3 O + + OH -
za kvantitativni opis kojeg možete koristiti zakon masovnog djelovanja, čiji je matematički izraz konstanta autoprotolize(jonski proizvod) vode
Autoprotoliza je karakteristična ne samo za vodu, već i za mnoge druge tekućine, čije su molekule međusobno povezane vodikovim vezama, na primjer, za amonijak, metanol i fluorovodonik:
| 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - | K(NH 3) = 1,91. 10 –33 (na –50 o S); |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | K(CH 3 OH) = 4,90. 10–18 (na 25 o C); |
| 2HF H 2 F + + F - | K(HF) = 2,00 . 10–12 (na 0 o C). |
Za ove i mnoge druge tvari poznate su konstante autoprotolize koje se uzimaju u obzir pri odabiru otapala za različite kemijske reakcije.
Simbol koji se često koristi za označavanje konstante autoprotolize je K S.
Konstanta autoprotolize ne zavisi od teorije u kojoj se autoprotoliza razmatra. Vrijednosti konstanti ravnoteže, naprotiv, zavise od prihvaćenog modela. To ćemo provjeriti usporedbom opisa autoprotolize vode prema protolitičkoj teoriji (lijevi stupac) i prema zastarjeloj, ali još uvijek široko korištenoj teoriji elektrolitičke disocijacije (desni stupac):
Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, pretpostavljalo se da se molekuli vode djelomično disociraju (razlažu) na vodikove ione i hidroksidne ione. Teorija nije objasnila ni razloge ni mehanizam ovog "raspada". Naziv "konstanta autoprotolize" obično se koristi u protolitičkoj teoriji, a "jonski proizvod" u teoriji elektrolitičke disocijacije.
20.3. Konstante kiselosti i bazičnosti. Indikator vodonika
Zakon djelovanja mase također se koristi za kvantificiranje kiselinsko-baznih svojstava različitih supstanci. U protolitičkoj teoriji za to se koriste konstante kiselosti i bazičnosti, au teoriji elektrolitičke disocijacije - konstante disocijacije.
Kako protolitička teorija objašnjava kiselinsko-bazna svojstva hemikalija, već znate (pogl. XII § 4). Uporedimo ovaj pristup s pristupom teorije elektrolitičke disocijacije na primjeru reverzibilne homofazne reakcije s vodom cijanovodonične kiseline HCN - slabe kiseline (na lijevoj strani - prema protolitičkoj teoriji, desno - prema teoriji elektrolitičke disocijacije):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
K K(HCN) = K C. == 4,93. 10–10 mol/l |
HCN H + + CN –
Konstanta ravnoteže K C u ovom slučaju se zove konstanta disocijacije(ili jonizaciona konstanta), označeno TO i jednaka je konstanti kiselosti u protolitičkoj teoriji. K = 4,93. 10–10 mol/l |
Stepen protolize slabe kiseline () u teoriji elektrolitičke disocijacije naziva se stepen disocijacije(ako samo ova teorija razmatra datu supstancu kao kiselinu).
U protolitičkoj teoriji, da biste okarakterizirali bazu, možete koristiti njenu konstantu bazičnosti ili možete proći sa konstantom kiselosti konjugirane kiseline. U teoriji elektrolitičke disocijacije, samo su tvari koje se u otopini disociraju na katjone i hidroksidne ione smatrane bazama, pa se, na primjer, pretpostavljalo da otopina amonijaka sadrži "amonijev hidroksid", a kasnije - amonijak hidrat
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
K O (NH 3) \u003d K C .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + + OH -
Konstanta ravnoteže K C i u ovom slučaju se naziva konstanta disocijacije, označena TO i jednaka je bazičnoj konstanti. K = 1,74. 10–5 mol/l U ovoj teoriji ne postoji koncept konjugirane kiseline. Amonijum jon se ne smatra kiselinom. Kiselo okruženje u rastvorima amonijumovih soli objašnjava se hidrolizom. |
1.74. 10–5 mol/l
Još je teže u teoriji elektrolitičke disocijacije opisati osnovna svojstva drugih supstanci koje ne sadrže hidroksile, na primjer, amina (metilamin CH 3 NH 2, anilin C 6 H 5 NH 2 itd.).
Za karakterizaciju kiselih i baznih svojstava rastvora koristi se još jedna fizička veličina - pH vrijednost(označeno sa pH, čitajte "ph"). U okviru teorije elektrolitičke disocijacije, indeks vodonika je određen na sljedeći način:
pH = –lg
Preciznija definicija, uzimajući u obzir odsustvo vodikovih iona u otopini i nemogućnost uzimanja logaritama mjernih jedinica:
pH = –lg()
Ovu vrijednost bi bilo ispravnije nazvati "oksonijum", a ne pH vrijednost, ali se ovaj naziv ne koristi.
Definiše se slično kao i vodonik hidroksidni indeks(označeno sa pOH, čitajte "pe oash").
pOH = -lg()
Kovrčave zagrade koje označavaju brojčanu vrijednost neke veličine u izrazima za indekse vodonika i hidroksida često se ne stavljaju, zaboravljajući da je nemoguće uzeti logaritam fizičkih veličina.
Budući da je ionski proizvod vode konstantna vrijednost ne samo u čistoj vodi, već iu razrijeđenim otopinama kiselina i baza, indeksi vodika i hidroksida su međusobno povezani:
K (H 2 O) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = -14
pH + pOH = 14
U čistoj vodi = = 10–7 mol/l, dakle, pH = pOH = 7.
U kiseloj otopini (u kiseloj otopini) postoji višak oksonijevih jona, njihova koncentracija je veća od 10 -7 mol/l i, prema tome, pH< 7.
U baznom rastvoru (alkalnom rastvoru), naprotiv, postoji višak hidroksidnih jona, a samim tim i koncentracija oksonijum jona je manja od 10–7 mol/l; u ovom slučaju pH > 7.
20.4. Konstanta hidrolize
U okviru teorije elektrolitičke disocijacije, reverzibilna hidroliza (hidroliza soli) se smatra zasebnim procesom, dok se izdvajaju slučajevi hidrolize.
- soli jake baze i slabe kiseline
- soli slabe baze i jake kiseline, i
- soli slabe baze i slabe kiseline.
Razmotrimo ove slučajeve paralelno u okviru protolitičke teorije iu okviru teorije elektrolitičke disocijacije.
Sol jake baze i slabe kiseline
Kao prvi primjer, razmotrite hidrolizu KNO 2, soli jake baze i slabe jednobazne kiseline.
| K +, NO 2 - i H 2 O. NO 2 - je slaba baza, a H 2 O je amfolit, stoga je moguća reverzibilna reakcija NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, čija je ravnoteža opisana konstantom bazičnosti nitritnog jona i može se izraziti kroz konstantu kiselosti dušične kiseline: K o (NO 2 -) \u003d |
Kada se ova supstanca otopi, nepovratno se disocira na K+ i NO2- ione: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Uz istovremenu prisutnost H + i NO 2 - jona u otopini, dolazi do reverzibilne reakcije H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Ravnoteža reakcije hidrolize opisuje se konstantom hidrolize ( K h) i može se izraziti kroz konstantu disocijacije ( TO e) azotna kiselina: K h = Kc .
= |
Kao što vidite, u ovom slučaju konstanta hidrolize je jednaka bazičnoj konstanti bazne čestice.
Unatoč činjenici da se reverzibilna hidroliza događa samo u otopini, ona je potpuno "potisnuta" kada se voda ukloni, pa je stoga nemoguće dobiti produkte ove reakcije, u okviru teorije elektrolitičke disocijacije, molekularne hidrolize. jednačina je također napisana:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Kao drugi primjer, razmotrite hidrolizu Na 2 CO 3, soli jake baze i slabe dvobazne kiseline. Linija rezonovanja ovdje je potpuno ista. U okviru obe teorije dobija se jonska jednačina:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
U okviru protolitičke teorije naziva se jednadžba protolize karbonatnih jona, au okviru teorije elektrolitičke disocijacije naziva se jonska jednačina hidrolize natrijum karbonata.
Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH
Konstanta bazičnosti karbonatnog jona u okviru TED-a naziva se konstanta hidrolize i izražava se kroz "konstantu disocijacije ugljene kiseline u drugom stupnju", odnosno kroz konstantu kiselosti hidrokarbonatnog jona.
Treba napomenuti da u ovim uslovima, HCO 3 - , kao vrlo slaba baza, praktično ne reaguje sa vodom, jer je moguća protoliza potisnuta prisustvom veoma jakih baznih čestica, hidroksidnih jona, u rastvoru.
Sol slabe baze i jake kiseline
Razmotrimo hidrolizu NH 4 Cl. U okviru TED-a, to je sol slabe monokiseline baze i jake kiseline.
| U otopini ove tvari nalaze se čestice: NH 4 +, Cl - i H 2 O. NH 4 + je slaba kiselina, a H 2 O je amfolit, stoga je moguća reverzibilna reakcija NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, čija je ravnoteža opisana konstantom kiselosti amonijum jona i može se izraziti kroz konstantu bazičnosti amonijaka: K K (NH 4 +) \u003d |
Kada se ova tvar otopi, nepovratno se disocira na NH 4 + i Cl - ione: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - Voda je slab elektrolit i reverzibilno se disocira: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3. H2O Sabiranjem jednadžbi ove dvije reverzibilne reakcije i dovođenjem sličnih članova, dobijamo jednačinu ionske hidrolize NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ Ravnoteža reakcije hidrolize opisuje se konstantom hidrolize i može se izraziti kroz konstantu disocijacije amonijak hidrata: K h = |
U ovom slučaju, konstanta hidrolize je jednaka konstanti kiselosti amonijum jona. Konstanta disocijacije amonijak hidrata jednaka je bazičnoj konstanti amonijaka.
Molekularna jednačina hidrolize (u okviru TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl
Drugi primjer reakcije hidrolize soli ovog tipa je hidroliza ZnCl 2 .
| U otopini ove tvari nalaze se čestice: Zn2+ aq, Cl - i H 2 O. Joni cinka su akvakacije 2+ i slabe su kationske kiseline, a H 2 O je amfolit, stoga je moguća reverzibilna reakcija 2= + H 2 O + + H 3 O + , čija je ravnoteža opisana konstantom kiselosti akvakacije cinka i može se izraziti kroz konstantu bazičnosti triakvahidroksocinkovog jona: K K ( 2+ ) = = | Kada se ova tvar otopi, nepovratno se disocira na Zn 2+ i Cl - ione: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - Voda je slab elektrolit i reverzibilno se disocira: H 2 O H + + OH - Uz istovremenu prisutnost OH - i Zn 2+ jona u otopini, dolazi do reverzibilne reakcije Zn 2+ + OH - ZnOH + Sabiranjem jednadžbi ove dvije reverzibilne reakcije i dovođenjem sličnih članova, dobijamo jednačinu ionske hidrolize Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Ravnoteža reakcije hidrolize opisuje se konstantom hidrolize i može se izraziti u terminima "konstante disocijacije cink hidroksida u drugom stupnju": K h = |
Konstanta hidrolize ove soli jednaka je konstanti kiselosti akvacije cinka, a konstanta disocijacije cink hidroksida u drugom koraku jednaka je bazičnoj konstanti iona +.
Ion .+ je slabija kiselina od jona 2+, pa praktično ne reaguje sa vodom, jer je ova reakcija potisnuta zbog prisustva oksonijum jona u rastvoru. U okviru TED-a ova izjava zvuči ovako: "hidroliza cink klorida u drugoj fazi praktički ne ide" .
Molekularna jednadžba hidrolize (u okviru TED-a):
ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl.
Sol slabe baze i slabe kiseline
Sa izuzetkom amonijumovih soli, takve soli su uglavnom nerastvorljive u vodi. Stoga, razmotrimo ovu vrstu reakcija koristeći amonijum cijanid NH 4 CN kao primjer.
| U otopini ove tvari nalaze se čestice: NH 4 +, CN - i H 2 O. NH 4 + je slaba kiselina, CN - je slaba baza, a H 2 O je amfolit, stoga su moguće takve reverzibilne reakcije: 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) Posljednja reakcija je poželjnija, jer u njoj, za razliku od prve dvije, nastaju i slaba kiselina i slaba baza. Ova reakcija se uglavnom odvija kada se amonijum cijanid otopi u vodi, ali je to nemoguće otkriti promjenom kiselosti otopine. Lagana alkalizacija otopine je posljedica činjenice da je druga reakcija ipak nešto poželjnija od prve, jer je konstanta kiselosti cijanovodonične kiseline (HCN) mnogo manja od konstante bazičnosti amonijaka. Ravnotežu u ovom sistemu karakteriše konstanta kiselosti cijanovodonične kiseline, konstanta bazičnosti amonijaka i konstanta ravnoteže treće reakcije:
Iz prve jednačine izražavamo ravnotežnu koncentraciju cijanovodonične kiseline, a iz druge jednačine - ravnotežnu koncentraciju amonijaka i zamjenjujemo te količine u trećoj jednačini. Kao rezultat, dobijamo
|
Kada se ova tvar otopi, nepovratno se disocira na NH 4 + i CN - ione: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - Voda je slab elektrolit i reverzibilno se disocira: H 2 O H + + OH - Uz istovremenu prisutnost OH - i NH 4 + iona u otopini, dolazi do reverzibilne reakcije NH 4 + + OH - NH 3. H2O A uz istovremeno prisustvo H + i CN - jona, nastavlja se još jedna reverzibilna reakcija Sabiranjem jednadžbi ove tri reverzibilne reakcije i dovođenjem sličnih članova, dobijamo jednačinu ionske hidrolize NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN Oblik konstante hidrolize u ovom slučaju je sljedeći: K h = I može se izraziti kroz konstantu disocijacije amonijačnog hidrata i konstantu disocijacije cijanovodonične kiseline: K h = |
Molekularna jednadžba hidrolize (u okviru TED-a):
NH 4 CN + H 2 O NH 3. H2O + HCN
20.5. Solvatna konstanta (proizvod rastvorljivosti)
Proces hemijskog rastvaranja čvrste supstance u vodi (i ne samo u vodi) može se izraziti jednačinom. Na primjer, u slučaju rastvaranja natrijum hlorida:
NaCl cr + ( n+m)H 2 O = + + -
Ova jednadžba eksplicitno pokazuje da je najvažniji razlog za otapanje natrijum hlorida hidratacija Na + i Cl - jona.
U zasićenom rastvoru uspostavlja se heterofazna ravnoteža:
NaCl cr + ( n+m)H 2 O + + - ,
koji se povinuje zakonu masovne akcije. Ali, budući da je rastvorljivost natrijum hlorida prilično značajna, izraz za konstantu ravnoteže u ovom slučaju može se napisati samo pomoću aktivnosti jona, koje su daleko od uvek poznate.
U slučaju ravnoteže u rastvoru slabo rastvorljive (ili praktično nerastvorljive supstance), izraz za konstantu ravnoteže u zasićenom rastvoru može se napisati korišćenjem ravnotežnih koncentracija. Na primjer, za ravnotežu u zasićenoj otopini srebrnog klorida
AgCl cr + ( n+m)H 2 O + + -
Kako je ravnotežna koncentracija vode u razrijeđenoj otopini gotovo konstantna, možemo pisati
K G (AgCl) = K C . n+m = .
Isto pojednostavljeno
K G (AgCl) = ili K G(AgCl) =
Rezultirajuća vrijednost ( K D) je imenovan konstante hidratacije(u slučaju bilo koje, a ne samo vodene otopine - solvatacijske konstante).
U okviru teorije elektrolitičke disocijacije, ravnoteža u rastvoru AgCl se piše na sledeći način:
AgCl cr Ag + + Cl –
Odgovarajuća konstanta se zove proizvod rastvorljivosti i označava se slovima PR.
PR(AgCl) =
Ovisno o odnosu kationa i aniona u jedinici formule, izraz za konstantu solvatacije (proizvod rastvorljivosti) može biti različit, na primjer:
Vrijednosti hidratacijskih konstanti (proizvoda rastvorljivosti) nekih slabo rastvorljivih supstanci date su u Dodatku 15.
Poznavajući proizvod topljivosti, lako je izračunati koncentraciju tvari u zasićenoj otopini. Primjeri:
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.
Ako se tijekom kemijske reakcije u otopini pojave ioni koji su dio slabo topljive tvari, tada je, znajući proizvod topljivosti ove tvari, lako odrediti hoće li se istaložiti.
Primjeri:
1. Hoće li se bakar hidroksid precipitirati kada se 100 ml 0,01 M rastvora kalcijum hidroksida doda u jednaku zapreminu 0,001 M rastvora bakar sulfata?
Cu 2+ + 2OH - Cu (OH) 2
Talog bakrenog hidroksida nastaje ako je proizvod koncentracija Cu 2+ i OH - jona veći od produkta rastvorljivosti ovog slabo rastvorljivog hidroksida. Nakon izlijevanja otopina jednake zapremine, ukupni volumen otopine postat će dvostruko veći od volumena svake od početnih otopina, pa će se koncentracija svakog od reaktanata (prije početka reakcije) prepoloviti. Koncentracija u rezultirajućem rastvoru iona bakra
c(Cu 2+) = (0,001 mol / l): 2 = 0,0005 mol / l.
Koncentracija hidroksidnih jona -
c (OH -) = (2, 0,01 mol / l): 2 = 0,01 mol / l.
Proizvod rastvorljivosti bakar hidroksida
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 .
Koncentracioni proizvod je veći od proizvoda rastvorljivosti, pa će se formirati talog.
2. Hoće li se srebrni sulfat istaložiti kada se ulije jednake količine 0,02 M rastvora natrijum sulfata i 0,04 M rastvora srebrnog nitrata?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Koncentracija u rezultirajućem rastvoru iona srebra
c (Ag +) = (0,04 mol / l): 2 = 0,02 mol / l.
Koncentracija u nastaloj otopini sulfatnih jona
c(SO 4 2-) = (0,02 mol / l): 2 = 0,01 mol / l.
Proizvod rastvorljivosti srebrnog sulfata
PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10–5 mol 3 /l 3 .
Proizvod koncentracija jona u otopini
{c(Ag +)) 2. c(SO 4 2-) = (0,02 mol / l) 2. 0,01 mol / l \u003d 4. 10 –6 mol 3 /l 3 .
Koncentracioni proizvod je manji od proizvoda rastvorljivosti, tako da se ne formira talog.
20.6. Stepen konverzije (stepen protolize, stepen disocijacije, stepen hidrolize)
Efikasnost reakcije se obično procjenjuje izračunavanjem prinosa produkta reakcije (odjeljak 5.11). Međutim, efikasnost reakcije može se procijeniti i određivanjem koji se dio najvažnije (obično najskuplje) supstance pretvorio u ciljni produkt reakcije, na primjer, koji dio SO 2 se pretvorio u SO 3 tokom proizvodnje sumporne kiseline, odnosno pronaći stepen konverzije originalna supstanca.
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
hlor (reagens) se podjednako pretvara u kalijum hlorid i kalijum hipohlorit. U ovoj reakciji, čak i sa 100% prinosom KClO, stepen konverzije hlora u njega je 50%.
Količina koja vam je poznata - stepen protolize (paragraf 12.4) - je poseban slučaj stepena konverzije:
U okviru TED-a nazivaju se slične količine stepen disocijacije kiseline ili baze (također se nazivaju stepenom protolize). Stepen disocijacije je povezan sa konstantom disocijacije prema Ostwaldovom zakonu razblaženja.
U okviru iste teorije, ravnotežu hidrolize karakteriše stepen hidrolize (h), uz korištenje sljedećih izraza koji se odnose na početnu koncentraciju tvari ( od) i konstante disocijacije slabih kiselina (K HA) i slabih baza koje nastaju tokom hidrolize ( K MZ):
Prvi izraz vrijedi za hidrolizu soli slabe kiseline, drugi za sol slabe baze, a treći za sol slabe kiseline i slabe baze. Svi ovi izrazi se mogu koristiti samo za razblažene rastvore sa stepenom hidrolize ne većim od 0,05 (5%).
Zakon djelovanja mase, homofazne reakcije, heterofazne reakcije, reakcije čvrste faze, konstanta autoprotolize (jonski proizvod), konstanta disocijacije (jonizacije), stepen disocijacije (jonizacije), indeks vodonika, hidroksidni indeks, konstanta hidrolize, konstanta solvatacije (proizvod rastvorljivosti), stepen konverzije.
- Navedite faktore koji pomjeraju kemijsku ravnotežu i mijenjaju konstantu ravnoteže.
- Koji faktori omogućavaju promjenu kemijske ravnoteže bez promjene konstante ravnoteže?
- Potrebno je pripremiti rastvor koji sadrži 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl i 0,24 mol K 2 SO 4 u 1 litru. Kako to učiniti, ako imate na raspolaganju samo natrijum hlorid, kalijum hlorid i natrijum sulfat?
- Odrediti stepen protolize sirćetne, cijanovodonične i azotne kiseline u decimolarnim, centomolarnim i milimolarnim rastvorima.
- Stepen protolize butirne kiseline u 0,2 M rastvoru je 0,866%. Odredite konstantu kiselosti ove supstance.
- Pri kojoj koncentraciji rastvora će stepen protolize azotaste kiseline biti 0,2?
- Koliko vode treba dodati u 300 ml 0,2 M rastvora sirćetne kiseline da bi se stepen protolize kiseline udvostručio?
- Odrediti stepen protolize hipohlorne kiseline ako je u njenom rastvoru pH = 6. Kolika je koncentracija kiseline u ovom rastvoru?
- pH otopine je 3. Kolika bi trebala biti koncentracija a) dušične kiseline, b) sirćetne kiseline za to?
- Kako treba promijeniti koncentraciju a) jona oksonija, b) hidroksidnih jona u otopini tako da se pH otopine poveća za jedan?
- Koliko jona oksonijuma sadrži 1 ml rastvora pri pH = 12?
- Kako će se promijeniti pH vode ako se na 10 litara doda 0,4 g NaOH?
- Izračunajte koncentracije oksonijum i hidroksidnih jona, kao i vrednosti vodoničnih i hidroksidnih indeksa u sledećim vodenim rastvorima: a) 0,01 M rastvor HCl; b) 0,01 M rastvora CH 3 COOH; c) 0,001 M rastvor NaOH; d) 0,001 M rastvor NH 3.
- Koristeći vrijednosti proizvoda topljivosti date u dodatku, odredite koncentraciju i maseni udio otopljenih tvari u otopini a) srebrnog klorida, b) kalcijum sulfata, c) aluminij fosfata.
- Odrediti količinu vode koja je potrebna za otapanje barijum sulfata težine 1 g na 25 o C.
- Kolika je masa srebra u obliku jona u 1 litru rastvora srebrnog bromida zasićenog na 25 o C?
- Koja zapremina rastvora srebrnog sulfida zasićenog na 25 o C sadrži 1 mg otopljene supstance?
- Da li se stvara talog ako se jednaka zapremina 0,4 M rastvora KCl doda u 0,05 M rastvor Pb(NO 3) 2?
- Odredite da li će se formirati talog nakon ulivanja 5 ml 0,004 M rastvora CdCl 2 i 15 ml 0,003 M rastvora KOH.
- Na raspolaganju su vam sledeće supstance: 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 . Za svaku od ovih supstanci, na posebnoj kartici, odgovorite na sljedeća pitanja:
1) Kakva je struktura ove supstance u normalnim uslovima (molekularna ili nemolekularna)?
2) U kakvom je stanju agregacije ova supstanca na sobnoj temperaturi?
3) Koju vrstu kristala formira ova supstanca?
4) Opišite hemijsku vezu u ovoj supstanci.
5) Kojoj klasi prema tradicionalnoj klasifikaciji pripada ova supstanca?
6) Kako ova supstanca stupa u interakciju s vodom? Ako se otapa ili reaguje, dajte hemijsku jednačinu. Možemo li preokrenuti ovaj proces? Ako to uradimo, pod kojim uslovima? Koje fizičke veličine mogu karakterizirati stanje ravnoteže u ovom procesu? Ako je supstanca rastvorljiva, kako se njena rastvorljivost može povećati?
7) Da li je moguće izvršiti reakciju ove supstance sa hlorovodoničnom kiselinom? Ako je moguće, pod kojim uslovima? Dajte jednačinu reakcije. Zašto dolazi do ove reakcije? Je li ona reverzibilna? Ako je reverzibilno, pod kojim uslovima? Kako povećati prinos u ovoj reakciji? Šta će se promijeniti ako umjesto hlorovodonične kiseline koristimo suhi klorovodik? Dajte odgovarajuću jednačinu reakcije.
8) Da li je moguće izvršiti reakciju ove supstance sa rastvorom natrijum hidroksida? Ako je moguće, pod kojim uslovima? Dajte jednačinu reakcije. Zašto dolazi do ove reakcije? Je li ona reverzibilna? Ako je reverzibilno, pod kojim uslovima? Kako povećati prinos u ovoj reakciji? Šta će se promijeniti ako se umjesto otopine natrijum hidroksida koristi suhi NaOH? Dajte odgovarajuću jednačinu reakcije.
9) Navedite sve vama poznate metode za dobijanje ove supstance.
10) Navedite sva imena ove supstance koja vam je poznata.
Kada odgovarate na ova pitanja, možete koristiti bilo koju referentnu literaturu.