ahol: K a – savassági állandó; K p az egyensúlyi állandó.

Ott erősebb a sav, annál nagyobb a savassági állandó. A pKa értékeket gyakran használják. Minél kisebb a pKa érték, annál erősebb a sav.

pK a = -lgK a

Például a fenol pKa = 10, az etanol pKa = 16. Ez azt jelenti, hogy a fenol hat nagyságrenddel (egymilliószor) erősebb sav, mint az etil-alkohol.

A bázikusság pK b-vel fejezhető ki.

RKb = 14 - pKa

Fontos megjegyezni, hogy a víz pKa értéke 15,7. Minden olyan anyag, amelynek pKa-értéke nagyobb, mint a víz, nem képes savas tulajdonságokat mutatni vizes oldatokban. A víz, mint erősebb sav, gátolja a gyengébb savak disszociációját. Mivel a többség szerves vegyületek a savas tulajdonságok sokszor gyengébbek, mint a vízé, savasságuk meghatározására polarográfiás megközelítést dolgoztak ki (I.P. Beletskaya et al.). Ez lehetővé teszi a savasság becslését pKa = 50-ig, bár nagyon gyenge savaknál a pKa értékek csak nagyon durván becsülhetők meg.

A savasság minőségi értékelése rendkívül fontos mind a hasonló szerkezetű anyagok sorozatánál, mind a különböző osztályokba tartozó vegyületeknél. Egy sav protonadó képessége összefügg a keletkező anion stabilitásával. Minél stabilabb a keletkező anion, annál kevésbé akarja visszafogni a protont és semleges molekulává alakítani. Egy anion relatív stabilitásának értékelésekor több tényezőt is figyelembe kell venni.

A protont adományozó atom természete. Minél könnyebben veszít el egy atom egy protont, annál nagyobb az elektronegativitása és polarizálhatósága. Ezért a savak sorozatában a disszociációs képesség a következőképpen csökken:

S-h>O-H>-N-h>C-H

Ez a sorozat tökéletesen megfelel a periódusos rendszerből ismert atomok tulajdonságainak.

A környezet hatása. Ha hasonló szerkezetű anyagokat hasonlítunk össze, akkor az értékelést a protont adó atomon lévő elektronsűrűség összehasonlításával végezzük. Minden szerkezeti tényező, amely hozzájárul a töltés csökkenéséhez, stabilizálja az aniont, míg a töltés növekedése destabilizálja. Így minden akceptor növeli a savasságot, minden donor csökkenti.

Ez attól függetlenül megtörténik, hogy az elektrontranszfer milyen hatása (induktív vagy mezomer) okozza az elektronsűrűség újraeloszlását.

megoldási hatás. A szolvatáció (az oldószermolekulákkal való kölcsönhatás) növeli az anion stabilitását az anion és az oldószermolekulák közötti felesleges elektronsűrűség újraeloszlása ​​miatt. Általában a minta a következő:

Minél polárisabb az oldószer, annál erősebb a szolvatáció;

Minél kisebb az ion, annál jobban oldódik.

Brönsted szerint az alaposság egy anyag azon képessége, hogy elektronpárt biztosítson a protonnal való kölcsönhatáshoz. Általában ezek olyan anyagok, amelyek nitrogén-, oxigén- és kénatomokat tartalmaznak a molekulában.

Minél gyengébb az alapközpont egy elektronpárt, annál nagyobb a bázikusság. Sorban

R3-N >R2O>R2S

a bázikusság csökken. Ez a sorrend könnyen megjegyezhető a "NOS" emlékező szabály segítségével.

A Brønsted-bázisok között kapcsolat van: az anionok erősebb bázisok, mint a megfelelő semleges molekulák. Például a hidroxid anion (-OH) erősebb bázis, mint a víz (H 2 O). Amikor egy bázis kölcsönhatásba lép egy protonnal, óniumkationok képződhetnek:

R 3 O + - oxónium kation;

NR4 + - ammóniumkation;

· R 3 S + - szulfóniumkation.

A hasonló szerkezetű anyagok bázikusságának kvalitatív értékelése a savasság értékelésével megegyező logika szerint történik, de ellenkező előjellel.

Ezért minden akceptor szubsztituens csökkenti a bázikusságát, minden donor szubsztituens növeli a bázikusságát.

Lewis savak és bázisok

A Lewis-bázisok elektronpár donorok, akárcsak a Brønsted-bázisok.

A savakra vonatkozó Lewis-definíció jelentősen eltér a szokásostól (Brönsted szerint). Lewis szerint Lewis-sav minden olyan molekula vagy ion, amelynek szabad pályája van, és amely kölcsönhatás eredményeként elektronpárral megtelhet. Ha Bronsted szerint egy sav protondonor, akkor Lewis szerint maga a proton (H +) egy sav, mivel a pályája üres. Nagyon sok Lewis sav létezik: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 stb. A Lewis-elmélet lehetővé teszi, hogy sok reakciót sav-bázis kölcsönhatásként írjunk le. Például:

A Lewis-savakkal való reakciókban gyakran olyan szerves vegyületek vesznek részt bázisként, amelyek egy p-elektronpár donorai:

A szerves kémiában a következőket fogadják el:

· ha a "sav" kifejezést használjuk, az Brønsted-savat jelent;

Ha a „sav” kifejezést Lewis-féle értelemben használjuk, akkor azt mondják, hogy „Lewis sav”.

5. előadás

szénhidrogének

Alkánok

· Homológ sorozatok, nómenklatúra, izoméria, alkilcsoportok. Alkánmolekulák elektronszerkezete, sp 3 hibridizáció, s-kötés. Hossz C-Cés C-H kötések, kötési szögek, kötési energiák. Szerves anyagok térbeli izomériája. Módszerek sp 3 hibridizált szénatomot tartalmazó molekulák térszerkezetének ábrázolására. Alkánok spektrális jellemzői. Az alkánok fizikai tulajdonságai és változásaik mintázata a homológ sorozatban.

Alkánok (telített aciklikus vegyületek, paraffinok)

Az alkánok nyitott atomláncú szénhidrogének, amelyek a C n H 2 n + 2 képletnek felelnek meg, ahol a szénatomok csak σ-kötésekkel kapcsolódnak egymáshoz.

A „telített” kifejezés azt jelenti, hogy egy ilyen anyag molekulájában minden szénatom a lehető legnagyobb számú atomhoz kapcsolódik (négy atommal).

A metán szerkezetét részletesen a 2. számú előadás ismerteti.

Izomerizmus, nómenklatúra

A homológ sorozat első három tagja (metán, etán és propán) egyetlen szerkezeti izomerként létezik. A butántól kezdve az izomerek száma gyorsan növekszik: a pentánnak három, a dekánnak (C 10 H 22) pedig már 75 izomerje van.

pH-mérő módszer

A méréseket híg oldatokban végezzük, az aktivitási együttható 1-gyel egyenlő.

Ha nem vesszük figyelembe a víz autoprotolízis reakcióját, akkor az ionegyensúlyok egyenlete vizesoldat A gyenge egybázisú sav a következő formában lesz:

HA + H 2 O = H 3 O + + A - x

A savassági állandót a következőképpen fejezzük ki:

Ezenkívül [c] = 1 mol/l

Ha a sav gyenge, akkor

Innen kapunk

Különböző kezdeti savkoncentrációjú oldatokat készítünk, és mérjük meg a pH-jukat.

Készítsen grafikont a pH-ról az lg függvényében c HA. A fenti egyenletből az következik, hogy az y tengelyen egyenes vonallal levágott szakasz egyenlő 1/2рK kis.

A savassági állandó meghatározása potenciometriás módszerrel

Egybázisú savhoz

.

A meghatározásához meg kell mérni a hidrogénionok koncentrációját ismert savkoncentrációjú oldatban. Indikátorelektródaként használhat üveg vagy kinhidron elektródát, például Ag | AgCl | KCl || H 3 O +, tel.x.g |Pt

A pontosabb eredmények érdekében a gyenge savas oldatot NaOH-oldattal titráljuk, a titrálás során megmérjük az elem EMF értékét, és kiszámítjuk a pH-t.

A következő reakciók játszódnak le a rendszerben:

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

Feltételezhetjük, hogy x 1<< x 2 и x 1 << x 3 .

A mérleg egyenletek alakja:

.

Ahogy korábban bemutattuk

3. SZAKASZ. AZ EGYSZERŰ REAKCIÓK KINETIKAI SZABÁLYOZÁSAI

A kémiai kinetika egy tudomány, amely egy kémiai reakció vagy fizikai-kémiai folyamatok lefolyását vizsgálja időben, ez a fizikai kémia olyan ága, amely a kémiai reakció sebességének a reagensek koncentrációjától, a hőmérséklettől, a reagensek tulajdonságaitól való függését vizsgálja. közeg, sugárzás és egyéb tényezők.

A kémiai reakciók osztályozása

A kinetika szempontjából a kémiai reakciók osztályozásának több alapelve van:

1) a reakcióban résztvevők aggregációs állapota szerint minden reakciót homogénre és heterogénre osztunk.

Homogén reakciók, amikor minden reagens ugyanabban a fázisban van. Ők:

a) gázfázis

b) folyékony fázis

c) szilárd fázis

Heterogén reakciók, amikor a reakció résztvevői különböző fázisokban vannak; a reakció a fázishatáron megy végbe

2) elemi aktus sajátosságai szerint

a) katalitikus

b) nem katalitikus

c) fotokémiai

d) elektrokémiai

e) lánc

3) a szakaszok száma szerint

a) egyszerű (1. szakasz)

b) összetett

4) a reakció reverzibilitásával

a) reverzibilis (kétoldalú)

b) visszafordíthatatlan

A reakció visszafordíthatatlannak tekinthető, ha:

a) a reakció során gáz keletkezik

HCOOH → H 2 O + CO 2

b) nehezen oldódó vegyület keletkezik

AgNO 3 + KJ → AgJ↓ + KNO 3

c) alacsony disszociációjú vegyület képződik

HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O

d) sok hő szabadul fel

3Fe 3 O 4 + 8Al → 4Al 2 O 3 + 9Fe + ∆H

3.2. Elemi kémiai reakciók

A kémiai reakciók sebessége a reakció útjától függ. Ez az út elemi kémiai reakciók összegeként ábrázolható.

Az elemi reakció az egyik komponens egy másikká történő átalakításának egyirányú folyamata. Ez a kémiai átalakulás azonos típusú elemi aktusainak halmaza. A legtöbb kémiai reakció nem elemi; ezek több elemi szakaszt – összetett reakciókat – foglalnak magukban.

A reakció mechanizmusa elemi lépések összessége.

A reaktáns egy kémiai reakció résztvevője.

d ρ n k a komponens mólszámának végtelenül kicsi változása k elemi reakcióban ρ

Ha d ρ nk > 0 – reakciótermék

d ρ n k< 0 – kiindulási anyag

d ρ n k = 0 – közömbös anyag

3.3. A kémiai reakció sebessége

A kémiai reakció sebessége egy azonos típusú kémiai átalakulás elemi cselekményeinek száma, amelyek egységnyi idő alatt, térfogategységben vagy felületegységben végbemennek.

Fontolja meg a reakciót:

t = 0 - anyajegyek kezdeti száma

t ≠ 0 n A n B n C n D - aktuális mólszámok ξ =

(xi) ξ – reakciómélység

A molekulák és ionok közötti gyenge elektrolit oldatában létrejövő egyensúlyra alkalmazhatjuk a kémiai egyensúly törvényeit, és felírhatjuk az egyensúlyi állandó kifejezését. Például az ecetsav elektrolitikus disszociációjához (protolíziséhez), amely vízmolekulák hatására megy végbe,

CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO -

az egyensúlyi állandónak van alakja

A savassági és lúgossági állandók értékét kétféleképpen írhatjuk meg. Az első módszernél az állandó és a hőmérséklet értékei ugyanabban a sorban vannak feltüntetve a reakcióegyenlet és egy vessző után, pl.

HF + H 2 O ↔ H 3 O + + F - , K k \u003d 6,67 10 -4 mol l -1 (25 ° С).

A második módszernél először az állandó értékét rögzítjük, majd zárójelben megadjuk az elektrolit savas és bázikus formáit, az oldószert (általában víz) és a hőmérsékletet:

K k = 6,67 10 -4 (HF, F -, H 2 O, 25 °C) mol l -1.

A savassági és lúgossági állandók az elektrolit jellegétől, az oldószertől, a hőmérséklettől függenek, de nem függnek az oldat koncentrációjától. Egy adott sav vagy adott bázis ionokra bomlási képességét jellemzik: minél nagyobb az állandó értéke, annál könnyebben disszociál az elektrolit.

A többbázisú savak, valamint a két- vagy több vegyértékű fém bázisai lépésenként disszociálnak. Ezen anyagok oldataiban komplex egyensúlyok jönnek létre, amelyekben különböző töltésű ionok vesznek részt. Például a szénsav disszociációja két lépésben megy végbe:

H 2 CO 3 + H 2 O ↔ H 3 O + + HCO 3 -;
HCO 3 - + H 2 O ↔ H 3 O - + CO 3 2–.

Első mérleg - A protolízis első lépése- savassági állandóval jellemezve, amelyet K k1 jelöl:

teljes egyensúly

H 2 CO 3 + 2H 2 O ↔ 2H 3 O + + CO 3 2 -

megfelel a K teljes savassági állandónak:

K k =

A K k, K k1 és K k2 értékek a következő összefüggéssel kapcsolódnak egymáshoz:

K k \u003d K k1 K k2.

Az anyagok fokozatos disszociációja esetén a következő lépésben a bomlás mindig kisebb mértékben megy végbe, mint az előzőben (a másodikban kisebb, mint az elsőben stb.) Vagyis a következő egyenlőtlenségek figyelhetők meg:

K k > K k2 > K k3 és K 01 > K 02 > K 03. . .

Ez azzal magyarázható, hogy az ion leválasztásához szükséges energia minimális, amikor leválik egy semleges molekuláról, és minden következő lépés során egyre nagyobb lesz.

Ha a c in-en keresztül két ionra bomló elektrolit koncentrációját és α-n keresztül ebben az oldatban disszociációjának mértékét jelöljük, akkor az egyes ionok koncentrációja c in α, a nem disszociált molekuláké pedig c in. (1 - α). Ekkor a K k, ω protolízisállandó (akár a savassági állandó, akár a bázikussági állandó) egyenlete a következő alakot ölti:

Ez az egyenlet az Ostwald-hígítási törvényt fejezi ki. Lehetővé teszi a disszociáció mértékének kiszámítását különböző elektrolitkoncentrációk esetén, ha ismert a disszociációs állandója. Ezzel az egyenlettel kiszámolható az elektrolit disszociációs állandója is, ismerve a disszociációs fokát adott koncentrációnál.

Azoknál a megoldásoknál, amelyekben az elektrolit disszociációja nagyon kicsi, az Ostwald-egyenlet egyszerűsödik. Mivel ilyen esetekben α<<, то величиной α в знаменателе уравнения для К к,ω можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид.

A víz önionizációja

A víz még ismételt lepárlás után is megtartja elektromos áramvezető képességét. A víz ezen képessége az önionizációjának köszönhető.

$2H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$

A termodinamikai egyensúlyi állandó alakja:

1. kép

ahol $a_X^(rel)=\frac(a_X^(egyenlő))(a_X^0)$ a $X$ részecske relatív aktivitása az egyensúlyi rendszerben;

$aX^(egyenlő)$ - a $X$ részecske abszolút aktivitása az egyensúlyi rendszerben;

$(a_x)^0$ - abszolút aktivitás $X$ a rendszer termodinamikai állapotában.

A víz relatív aktivitása egyensúlyban gyakorlatilag egységgel egyenlő, mivel a reakció mértéke nagyon kicsi (ha elméletileg nem ionizált vizet vesszük standard állapotnak.

A $OH^-$ és $H_3O^+$ ionok aktivitási együtthatói tiszta vízben az egységhez közelítenek. A reakció egyensúlya erősen balra tolódik el. A $OH^-$ és $H_3O^+$ relatív aktivitása gyakorlatilag megegyezik moláris koncentrációjukkal. Ahol

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

ahol $ és $ moláris koncentrációk;

$K_(auto)$ - a víz autopropolisz állandó értéke: 1,00 $\cdot 10^(-14) \ mol^2/l^2 $ 25 $^\circ \ C.$-nál

A tiszta vízben a $ és a $ koncentrációja egyenlő lesz, tehát

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

A kiszámítás megkönnyítése érdekében a koncentráció negatív logaritmusként van feltüntetve, jelölése $pH$:

$pH=-lg$

A tiszta víz pH-értéke $7 $, savas oldatban a pH $7 $.

Sav disszociáció és savassági állandó

A $AH$ sav disszociációja a következő egyenlettel fejezhető ki:

$AH + H_2O ↔ A^- + H_3O^+$

Egyensúlyi állapotban a víz relatív sűrűsége az egyik savból a másikba való átmenet során jelentéktelen mértékben változik, végtelen hígítással pedig nullához közelít. Ezért a $K_a^0$ ($AH$) termodinamikai savassági állandót használjuk.

Az aktivitási együtthatók aránya minden savnál azonos, és egyenlő eggyel, ha a folyamatok híg oldatban mennek végbe.

Ezután híg vizes oldatban a $Ka (AH$) savassági állandót használjuk a saverősség mértékeként, amely a következő képlettel határozható meg:

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

A képlet a részecskék moláris koncentrációját jeleníti meg rögzített hőmérsékleten $(25^\circ \ C)$ egyensúlyi állapotban.

Minél nagyobb a savassági állandó, annál nagyobb a disszociáció mértéke, annál erősebb a sav. A savasság számításaihoz és jellemzőihez a $pKa$ savassági állandó negatív logaritmusát használjuk.

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

Minél nagyobb a savassági állandó értéke, annál gyengébb a sav.

A savassági állandó értéke megegyezik az oldat $pH$ értékével, amelynél a sav felére ionizálódik:

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

A vízmolekulák savasságát vizes oldatban jellemző érték:

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

Így $25^\circ C$ hőmérsékleten $pKa (H_2O) = 15,7$. Ez az érték jellemzi az oldatban lévő vízmolekulák savasságát.

A hidroxóniumion esetében $pKa (H_3O^+) = pK_(auto) - pKa = 14-15,7 = -1,7.$

A $pKa$ értékek táblázatos adatok. A $pKa 0$-os savak esetében azonban a táblázat adatai pontatlanok lesznek.

A víz savassági állandóit a $A^-$ és $AH$ koncentrációjának közvetlen mérésével csak akkor lehet meghatározni, ha a sav disszociációja legalább bizonyos mértékig, még csak alig észrevehetően is megtörténik.

Ha a sav nagyon gyenge, ami gyakorlatilag nem disszociál, akkor $A^-$ koncentrációja nem mérhető pontosan. Ha éppen ellenkezőleg, a sav olyan erős, hogy szinte teljesen disszociál, akkor nem lehet mérni a $AH$ koncentrációt. Ebben az esetben a savasság meghatározására közvetett módszereket kell alkalmazni.

Bázis ionizációs állandó

A vízben lévő bázis disszociációs állandójának kifejezésére a következő egyenletet használjuk:

$B + H_2O ↔ BH^+ + OH^-$

Az alapossági állandó:

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

Mostanában a bázikussági állandókat gyakorlatilag nem használják a számításokban, mivel a konjugált sav savassági állandója segítségével minden szükséges információt megkaphatunk a bázisról $BH^+.$

$BH^+ + H_2O ↔ B + H_3O^+$

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

A sav savassági állandója az erősség mértéke:

• $AH$ vagy $BH^+$ protondonorként;
• $A^-$ vagy $B$ proton akceptorként;
• egy erős sav $AH$ vagy $BH^+$ egy gyenge $A^-$ vagy $B$ konjugált bázisnak felel meg, és akkor $pKa$ kicsi vagy negatív;
• egy erős bázis $A^-$ vagy $B$ egy gyenge $AH$ vagy $BH^+$ savnak felel meg, és a savassági állandó pozitív lesz

A savak vagy bázisok erősségének közvetlen mérése csak egy szűk $pKa (BH^+) tartományban lehetséges.$ Az intervallumon kívül a bázikusságot közvetett módszerekkel határozzuk meg. A $-2$ és $17$ tartományon kívül eső $pka (BH^+)$ értékek pontatlanok lesznek.

A savak szerkezete és szilárdsága közötti összefüggés

A savak relatív erőssége megjósolható a központi atom természete és a savmolekula szerkezete alapján.

Minél nagyobb az oxigénmentes sav $HX$ és $H_2X$ erőssége (ahol $X$ halogén), minél gyengébb a $X-H$ kötés, vagyis minél nagyobb a $X$ atom sugara.

A $HF - HCl - HBr - HI$ és a $H_2S - H_2Se - H_2Te$ sorozatban a savak erőssége nő.

Oxigéntartalmú savaknál minél erősebb az m értéke a $E(OH)nOm$ vegyületben, annál erősebb a sav.

20. fejezet

20.1. A cselekvő tömegek törvénye

Ön a reverzibilis kémiai reakciók egyensúlyának tanulmányozásával ismerkedett meg a tömeghatás törvényével (9. fejezet 5. §). Emlékezzünk rá, hogy állandó hőmérsékleten reverzibilis reakcióhoz

a A+ b B d D+ f F

a tömeghatás törvényét az egyenlet fejezi ki

Tudja, hogy a tömeghatás törvényének alkalmazásakor fontos tudni, hogy a reakcióban részt vevő anyagok milyen aggregációs állapotban vannak. De nem csak ez: fontos a fázisok száma és aránya egy adott kémiai rendszerben. A fázisok száma szerint a reakciókat felosztjuk homofázis, És heterofázis. A heterofázisok közül pl. szilárd fázis reakciók.

Homofázisos reakció Kémiai reakció, amelyben minden résztvevő ugyanabban a fázisban van.

Az ilyen fázis lehet gázok keveréke (gázfázis), vagy folyékony oldat (folyékony fázis). Ebben az esetben a reakcióban részt vevő összes részecske (A, B, D és F) képes egymástól függetlenül kaotikus mozgást végrehajtani, és a reverzibilis reakció a reakciórendszer teljes térfogatában lezajlik. Nyilvánvalóan az ilyen részecskék lehetnek gáznemű anyagok molekulái, vagy folyadékot képező molekulák vagy ionok. Reverzibilis homofázisú reakciók például az ammónia szintézis reakciói, a klór hidrogénben való elégetése, az ammónia és a hidrogén-szulfid reakciója vizes oldatban stb.

Ha legalább egy, a reakcióban részt vevő anyag más fázisban van, mint a többi anyag, akkor a reverzibilis reakció csak a határfelületen megy végbe, és ezt heterofázisú reakciónak nevezzük.

heterofázisos reakció- kémiai reakció, amelynek résztvevői különböző fázisokban vannak.

A reverzibilis heterofázisos reakciók közé tartoznak a gáznemű és szilárd anyagok (például kalcium-karbonát bomlása), folyékony és szilárd anyagok (például bárium-szulfát oldatból történő kiválás vagy cink sósavval történő reakciója), valamint gáznemű, ill. folyékony anyagok.

A heterofázisú reakciók speciális esetei a szilárd fázisú reakciók, vagyis azok a reakciók, amelyekben minden résztvevő szilárd.

Valójában az (1) egyenlet minden reverzibilis reakcióra érvényes, függetlenül attól, hogy a felsorolt ​​csoportok közül melyikhez tartozik. De egy heterofázisú reakcióban az anyagok egyensúlyi koncentrációi egy rendezettebb fázisban állandók, és összevonhatók egy egyensúlyi állandóban (lásd a 9. fejezet 5. pontját).

Tehát egy heterofázisú reakcióhoz

a A g+ b B kr d D r+ f F kr

a tömeghatás törvényét a reláció fogja kifejezni

Ennek az aránynak a típusa attól függ, hogy a reakcióban mely anyagok vannak szilárd vagy folyékony halmazállapotúak (folyékony, ha a többi anyag gáz).

A tömeghatás törvényének (1) és (2) kifejezéseiben a szögletes zárójelben lévő molekulák vagy ionok képletei ezeknek a részecskéknek a gázban vagy oldatban lévő egyensúlyi koncentrációját jelentik. Ebben az esetben a koncentrációk nem lehetnek nagyok (legfeljebb 0,1 mol/l), mivel ezek az arányok csak ideális gázokra és ideális oldatokra érvényesek. (Nagy koncentrációknál a tömeghatás törvénye továbbra is érvényben marad, de a koncentráció helyett más fizikai mennyiséget (ún. aktivitást) kell használni, amely figyelembe veszi a gázrészecskék vagy oldatok közötti kölcsönhatásokat. Az aktivitás nem arányos a koncentrációval ).

A tömeghatás törvénye nemcsak a reverzibilis kémiai reakciókra vonatkozik, hanem számos reverzibilis fizikai folyamat is engedelmeskedik neki, például az egyes anyagok határfelületi egyensúlya az egyik aggregációs állapotból a másikba való átmenet során. Tehát a párolgás visszafordítható folyamata - a víz kondenzációja kifejezhető az egyenlettel

H 2 O f H 2 O g

Ehhez a folyamathoz felírhatjuk az egyensúlyi állandó egyenletét:

A kapott arány különösen megerősíti azt a fizikából ismert állítást, hogy a levegő páratartalma a hőmérséklettől és a nyomástól függ.

20.2. Autoprotolízis állandó (ionos termék)

A tömeghatás törvényének Ön által ismert másik alkalmazása az autoprotolízis mennyiségi leírása (X. fejezet 5. §). Tudja, hogy a tiszta víz homofázisú egyensúlyban van?

2H 2 OH 3 O + + OH -

amelynek mennyiségi leírására használhatja a tömeghatás törvényét, amelynek matematikai kifejezése a autoprotolízis állandó(iontermék) víz

Az autoprotolízis nemcsak a vízre jellemző, hanem sok más folyadékra is, amelyek molekuláit hidrogénkötések kapcsolják össze, például az ammóniára, a metanolra és a hidrogén-fluoridra:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -	K(NH3) = 1,91. 10–33 (–50 o С-on);
2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O -	K(CH3OH) = 4,90. 10–18 (25 o C-on);
2HF H 2 F + + F -	K(HF) = 2,00. 10-12 (0 o C-on).

Ezen és sok más anyag esetében ismertek az autoprotolízis állandók, amelyeket figyelembe vesznek a különféle kémiai reakciók oldószerének kiválasztásakor.

Az autoprotolízis állandó jelölésére gyakran használt szimbólum K S.

Az autoprotolízis állandó nem függ attól az elmélettől, amelyben az autoprotolízist figyelembe veszik. Az egyensúlyi állandók értéke éppen ellenkezőleg, az elfogadott modelltől függ. Ezt a víz autoprotolízis protolitikus elmélet (bal oldali oszlop) és az elavult, de még mindig elterjedt elektrolitikus disszociáció elmélete szerinti leírásának (jobb oszlop) összehasonlításával igazoljuk:

Az elektrolitikus disszociáció elmélete szerint azt feltételezték, hogy a vízmolekulák részlegesen disszociálnak (lebomlanak) hidrogénionokra és hidroxidionokra. Az elmélet nem magyarázta meg ennek a „felbomlásának” sem az okait, sem a mechanizmusát. Az "autoprotolízis állandó" elnevezést általában a protolitikus elméletben, az "ionos termék" elnevezést az elektrolitikus disszociáció elméletében használják.

20.3. Savassági és lúgossági állandók. Hidrogén indikátor

A tömeghatás törvényét a különféle anyagok sav-bázis tulajdonságainak számszerűsítésére is használják. A protolitikus elméletben ehhez a savassági és bázikussági állandókat, az elektrolitikus disszociáció elméletében pedig - disszociációs állandók.

Ön már tudja, hogy a protolitikus elmélet hogyan magyarázza a vegyszerek sav-bázis tulajdonságait (XII. fejezet, 4. §). Hasonlítsuk össze ezt a megközelítést az elektrolitikus disszociáció elméletének megközelítésével a hidrogén-cianid HCN - gyenge sav (bal oldalon - a protolitikus elmélet szerint, jobb oldalon - az elmélet szerint) reverzibilis homofázisú reakciójának példáján. elektrolitikus disszociáció):

HCN + H 2 O H 3 O + + CN - K K(HCN) = K C. == 4,93. 10-10 mol/l

HCN H + + CN – Egyensúlyi állandó K C ebben az esetben az ún disszociációs állandó(vagy ionizációs állandó), jelölve NAK NEKés egyenlő a protolitikus elmélet savassági állandójával. K = 4,93. 10-10 mol/l

A gyenge sav () protolízisének mértékét az elektrolitikus disszociáció elméletében ún disszociáció foka(ha csak ez az elmélet savnak tekinti az adott anyagot).

A protolitikus elméletben a bázis jellemzésére használhatjuk annak bázikussági állandóját, vagy beérhetjük a konjugált sav savassági állandójával is. Az elektrolitikus disszociáció elméletében csak azokat az anyagokat tekintették bázisnak, amelyek oldatban kationokká és hidroxidionokká disszociálnak, ezért például azt feltételezték, hogy az ammóniaoldat "ammónium-hidroxidot", később pedig ammónia-hidrátot tartalmaz.

NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - K O (NH 3) \u003d K C . = 1.74. 10-5 mol/l

NH3. H 2 O NH 4 + + OH - Egyensúlyi állandó K Cés ebben az esetben disszociációs állandónak nevezzük, jelöljük NAK NEKés egyenlő a bázikussági állandóval. K = 1,74. 10-5 mol/l Ebben az elméletben nincs fogalma a konjugált savról. Az ammóniumion nem tekinthető savnak. Az ammóniumsók oldatainak savas környezetét a hidrolízis magyarázza.

Még nehezebb az elektrolitikus disszociáció elméletében más, hidroxilokat nem tartalmazó anyagok, például aminok (metil-amin CH 3 NH 2, anilin C 6 H 5 NH 2 stb.) alapvető tulajdonságainak leírása.

Az oldatok savas és bázikus tulajdonságainak jellemzésére egy másik fizikai mennyiséget használnak - PH érték(pH-val jelölve, olvassa "ph"). Az elektrolitikus disszociáció elméletének keretében a hidrogénindexet a következőképpen határoztuk meg:

pH = –lg

Pontosabb meghatározás, figyelembe véve a hidrogénionok hiányát az oldatban és a mértékegységek logaritmusának felvételének lehetetlenségét:

pH = –lg()

Helyesebb lenne ezt az értéket "oxónium"-nak nevezni, és nem a pH-értéket, de ez a név nem használatos.

A hidrogénhez hasonlóan határozzák meg hidroxid index(pOH-val jelölve, „pe oash”).

pOH = -lg()

A hidrogén- és hidroxidindex kifejezéseiben egy mennyiség számértékét jelölő göndör zárójeleket gyakran nem teszik meg, megfeledkezve arról, hogy lehetetlen a fizikai mennyiségek logaritmusát venni.

Mivel a víz ionterméke nem csak a tiszta vízben, hanem a savak és bázisok híg oldatában is állandó érték, a hidrogén és a hidroxid indexek összefüggenek:

K (H 2 O) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = -14
pH + pOH = 14

Tiszta vízben = = 10-7 mol/l, ezért pH = pOH = 7.

Savas oldatban (savas oldatban) az oxóniumionok feleslegben vannak, koncentrációjuk nagyobb, mint 10-7 mol / l, és ezért a pH< 7.

Bázikus oldatban (lúgos oldatban) éppen ellenkezőleg, a hidroxidionok feleslegben vannak jelen, és ennek következtében az oxóniumionok koncentrációja 10-7 mol/l-nél kisebb; ebben az esetben pH > 7.

20.4. Hidrolízis állandó

Az elektrolitikus disszociáció elméletén belül a reverzibilis hidrolízist (sók hidrolízisét) külön folyamatnak tekintjük, míg a hidrolízis eseteit megkülönböztetjük.

• erős bázis és gyenge sav sói
• gyenge bázis és erős sav sói, és
• gyenge bázis és gyenge sav sói.

Tekintsük ezeket az eseteket párhuzamosan a protolitikus elmélet és az elektrolitikus disszociáció elméletének keretein belül.

Erős bázis és gyenge sav sója

Első példaként tekintsük a KNO 2 hidrolízisét, amely egy erős bázis és egy gyenge egybázisú sav sója.

K +, NO 2 - és H 2 O. NO 2 - gyenge bázis, H 2 O pedig amfolit, ezért reverzibilis reakció lehetséges NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, amelynek egyensúlyát a nitrit ion bázikussági állandója írja le, és a salétromsav savassági állandójával fejezhető ki: K o (NO 2 -) \u003d

Amikor ez az anyag feloldódik, visszafordíthatatlanul disszociál K + és NO 2 - ionokká: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - H + és NO 2 - ionok egyidejű jelenlétével az oldatban reverzibilis reakció megy végbe. H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - A hidrolízis reakció egyensúlyát a hidrolízis állandó ( K h) és a disszociációs állandóval fejezhető ki ( NAK NEK e) salétromsav: K h = Kc . =

Mint látható, ebben az esetben a hidrolízis állandó megegyezik az alaprészecske bázikussági állandójával.

Annak ellenére, hogy a reverzibilis hidrolízis csak oldatban megy végbe, a víz eltávolításakor teljesen „elnyomódik”, ezért az elektrolitikus disszociáció elmélete, a molekuláris hidrolízis keretei között lehetetlen előállítani e reakció termékeit. egyenlet is le van írva:

KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2

Egy másik példaként tekintsük a Na 2 CO 3 hidrolízisét, amely egy erős bázis és egy gyenge kétbázisú sav sója. A gondolatmenet itt is pontosan ugyanaz. Mindkét elmélet keretein belül egy ionos egyenletet kapunk:

CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -

A protolitikus elmélet keretein belül karbonátion-protolízis egyenletnek, az elektrolitikus disszociáció elméletének keretében a nátrium-karbonát-hidrolízis ionegyenletének nevezik.

Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH

A karbonátion bázikussági állandóját a TED keretein belül hidrolízis állandónak nevezik, és a "szénsav disszociációs állandója a második szakaszban", azaz a szénhidrogén-ion savassági állandója révén fejeződik ki.

Megjegyzendő, hogy ilyen körülmények között a HCO 3 -, mivel nagyon gyenge bázis, gyakorlatilag nem lép reakcióba vízzel, mivel az esetleges protolízist elnyomja az igen erős bázisrészecskék, hidroxidionok jelenléte az oldatban.

Gyenge bázis és erős sav sója

Tekintsük az NH 4 Cl hidrolízisét. A TED keretein belül ez egy gyenge monosav bázis és egy erős sav sója.

Ennek az anyagnak az oldatában részecskék vannak: NH 4 +, Cl - és H 2 O. Az NH 4 + egy gyenge sav, a H 2 O pedig egy amfolit, ezért reverzibilis reakció lehetséges NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, amelynek egyensúlyát az ammóniumion savassági állandója írja le, és az ammónia bázikussági állandójával fejezhető ki: K K (NH 4 +) \u003d

Amikor ez az anyag feloldódik, visszafordíthatatlanul disszociál NH 4 + és Cl - ionokká: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - A víz gyenge elektrolit, és reverzibilisen disszociál: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3. H2O E két reverzibilis reakció egyenleteit összeadva és hasonló tagokat hozva megkapjuk az ionos hidrolízis egyenletét NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ A hidrolízis reakció egyensúlyát a hidrolízis állandója írja le, és az ammónia-hidrát disszociációs állandójával fejezhető ki: K h =

Ebben az esetben a hidrolízis állandó megegyezik az ammóniumion savassági állandójával. Az ammónia-hidrát disszociációs állandója megegyezik az ammónia bázikussági állandójával.

A hidrolízis molekuláris egyenlete (a TED keretein belül): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl

Az ilyen típusú sók hidrolízisének másik példája a ZnCl 2 hidrolízise.

Ennek az anyagnak az oldatában részecskék vannak: Zn2+ aq, Cl - és H 2 O. A cinkionok akvakáció 2+ és gyenge kationos savak, a H 2 O pedig amfolit, ezért reverzibilis reakció lehetséges. 2 = + H 2 O + + H 3 O + , amelynek egyensúlyát a cinkvíz savassági állandója írja le, és a triaquahidroxocink ion bázikussági állandójával fejezhető ki: K K ( 2+ ) = =

Amikor ez az anyag feloldódik, visszafordíthatatlanul disszociál Zn 2+ és Cl - ionokká: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - A víz gyenge elektrolit, és reverzibilisen disszociál: H 2 O H + + OH - OH - és Zn 2+ ionok egyidejű jelenlétével az oldatban reverzibilis reakció megy végbe. Zn 2+ + OH - ZnOH + E két reverzibilis reakció egyenleteit összeadva és hasonló tagokat hozva megkapjuk az ionos hidrolízis egyenletét Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + A hidrolízis reakció egyensúlyát a hidrolízis állandó írja le, és a "cink-hidroxid disszociációs állandója a második szakaszban" kifejezéssel fejezhető ki: K h =

Ennek a sónak a hidrolízisállandója megegyezik a cinkvíz savassági állandójával, és a cink-hidroxid disszociációs állandója a második lépésben megegyezik a + ion bázikussági állandójával.

A .+ ion gyengébb sav, mint a 2+ ion, ezért gyakorlatilag nem lép reakcióba vízzel, mivel ez a reakció az oxóniumionok oldatban való jelenléte miatt elnyomódik. A TED keretein belül ez az állítás így hangzik: "a cink-klorid hidrolízise a második szakaszban gyakorlatilag nem megy".

A hidrolízis molekuláris egyenlete (a TED keretein belül):

ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl.

Gyenge bázis és gyenge sav sója

Az ammóniumsók kivételével az ilyen sók általában vízben oldhatatlanok. Ezért tekintsük az ilyen típusú reakciókat, példaként ammónium-cianid NH 4 CN használatával.

Ennek az anyagnak az oldatában részecskék vannak: NH 4 +, CN - és H 2 O. Az NH 4 + egy gyenge sav, a CN - egy gyenge bázis, a H 2 O pedig egy amfolit, ezért ilyen reverzibilis reakciók lehetségesek: 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) Az utolsó reakció előnyösebb, mert ebben az első kettőtől eltérően gyenge sav és gyenge bázis egyaránt képződik. Ez a reakció túlnyomórészt az ammónium-cianid vízben való feloldásakor megy végbe, de ezt az oldat savasságának változtatásával nem lehet kimutatni. Az oldat enyhe lúgosítása annak köszönhető, hogy a második reakció még mindig előnyösebb, mint az első, mivel a hidrogén-cianid (HCN) savassági állandója sokkal kisebb, mint az ammónia bázikussági állandója. Ebben a rendszerben az egyensúlyt a hidrogén-ciánsav savassági állandója, az ammónia bázikussági állandója és a harmadik reakció egyensúlyi állandója jellemzi: Az első egyenletből kifejezzük a hidrogén-cianid egyensúlyi koncentrációját, a második egyenletből pedig az ammónia egyensúlyi koncentrációját, és ezeket a mennyiségeket behelyettesítjük a harmadik egyenletbe. Ennek eredményeként azt kapjuk

Amikor ez az anyag feloldódik, visszafordíthatatlanul disszociál NH 4 + és CN - ionokká: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - A víz gyenge elektrolit, és reverzibilisen disszociál: H 2 O H + + OH - Az OH - és NH 4 + ionok egyidejű jelenlétével az oldatban reverzibilis reakció megy végbe. NH 4 + + OH - NH 3. H2O És a H + és CN - ionok egyidejű jelenlétével egy másik reverzibilis reakció megy végbe E három reverzibilis reakció egyenleteit összeadva és hasonló tagokkal összeadva az ionos hidrolízis egyenletét kapjuk NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN A hidrolízis állandó alakja ebben az esetben a következő: K h = És kifejezhető az ammónia-hidrát disszociációs állandójával és a hidrogén-cianid disszociációs állandójával: K h =

A hidrolízis molekuláris egyenlete (a TED keretein belül):

NH 4 CN + H 2 O NH 3. H2O + HCN

20.5. Solvatációs állandó (oldhatósági szorzat)

A szilárd anyag vízben (és nem csak vízben) való kémiai oldódásának folyamata egyenlettel fejezhető ki. Például nátrium-klorid feloldása esetén:

NaCl cr + ( n+m)H 2 O = + + -

Ez az egyenlet egyértelműen megmutatja, hogy a nátrium-klorid feloldódásának legfontosabb oka a Na + és Cl - ionok hidratációja.

Telített oldatban heterofázisú egyensúly jön létre:

NaCl cr + ( n+m)H 2 O + + - ,

amely a tömegcselekvés törvényének engedelmeskedik. De mivel a nátrium-klorid oldhatósága meglehetősen jelentős, az egyensúlyi állandó kifejezése ebben az esetben csak az ionok aktivitásával írható fel, amelyek távolról sem mindig ismertek.

Egy rosszul oldódó (vagy gyakorlatilag oldhatatlan) anyag oldatában kialakuló egyensúly esetén a telített oldat egyensúlyi állandójának kifejezése egyensúlyi koncentrációk segítségével írható fel. Például telített ezüst-klorid oldatban való egyensúlyra

AgCl cr + ( n+m)H 2 O + + -

Mivel híg oldatban a víz egyensúlyi koncentrációja közel állandó, írhatunk

K G (AgCl) = K C . n+m = .

Ugyanez leegyszerűsítve

K G (AgCl) = vagy K G(AgCl) =

A kapott érték ( K D) neve hidratációs állandók(bármilyen, és nem csak vizes oldat esetén - megoldási állandók).

Az elektrolitikus disszociáció elméletének keretében az egyensúlyi állapotot AgCl oldatban a következőképpen írjuk le:

AgCl cr Ag + + Cl –

A megfelelő állandót nevezzük oldhatósági termékés PR betűkkel jelöljük.

PR(AgCl) =

A képletegységben a kationok és anionok arányától függően a szolvatációs állandó (oldhatósági szorzat) kifejezése eltérő lehet, például:

Egyes rosszul oldódó anyagok hidratációs állandóinak (oldhatósági termékeinek) értékeit a 15. függelék tartalmazza.

Az oldhatósági szorzat ismeretében könnyen kiszámítható egy anyag koncentrációja telített oldatban. Példák:

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 = 6.3. 10 –6 mol 3 /l 3 .

2 PR = (2) 2 = 4 3

c == = = 1,16. 10-2 mol/l.

Ha egy kémiai reakció során olyan ionok jelennek meg az oldatban, amelyek egy rosszul oldódó anyag részét képezik, akkor ennek az anyagnak az oldhatósági szorzatának ismeretében könnyen megállapítható, hogy kicsapódik-e.
Példák:

1. Kicsapódik-e réz-hidroxid, ha 100 ml 0,01 M kalcium-hidroxid oldatot adunk azonos térfogatú 0,001 M réz-szulfát oldathoz?

Cu 2+ + 2OH - Cu (OH) 2

Réz-hidroxid csapadék képződik, ha a Cu 2+ és az OH - ionok koncentrációjának szorzata nagyobb, mint ennek a nehezen oldódó hidroxidnak a szorzata. Azonos térfogatú oldatok kiöntése után az oldat össztérfogata kétszer akkora lesz, mint az egyes kiindulási oldatok térfogata, ezért az egyes reagensek koncentrációja (a reakció megkezdése előtt) a felére csökken. A rézionok koncentrációja a kapott oldatban

c(Cu 2+) \u003d (0,001 mol/l): 2 \u003d 0,0005 mol/l.

A hidroxid ionok koncentrációja -

c (OH-) \u003d (2,0,01 mol/l): 2 = 0,01 mol/l.

A réz-hidroxid oldhatósági terméke

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 .

A koncentráció szorzata nagyobb, mint az oldhatósági szorzat, ezért csapadék képződik.

2. Kicsapódik-e ezüst-szulfát, ha egyenlő térfogatú 0,02 M nátrium-szulfát oldatot és 0,04 M ezüst-nitrát oldatot öntünk?

2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4

Az ezüstionok koncentrációja a kapott oldatban

c (Ag +) \u003d (0,04 mol / l): 2 = 0,02 mol / l.

A szulfátionok koncentrációja a kapott oldatban

c(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol / l): 2 = 0,01 mol / l.

Az ezüst-szulfát oldhatósági terméke

PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10-5 mol 3 /l 3 .

Az oldatban lévő ionok koncentrációjának szorzata

{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 .

A koncentráció szorzata kisebb, mint az oldhatósági szorzat, így nem képződik csapadék.

20.6. Az átalakulás mértéke (protolízis foka, disszociáció foka, hidrolízis foka)

A reakció hatékonyságát általában a reakciótermék hozamának kiszámításával értékelik (5.11. bekezdés). A reakció hatékonyságát azonban úgy is felmérhetjük, hogy meghatározzuk, hogy a legfontosabb (általában a legdrágább) anyagból melyik rész vált a reakció céltermékévé, például a SO 2 melyik része alakult SO 3 -dá az előállítás során. kénsavból, vagyis megtalálni konverziós fok eredeti anyag.

Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O

a klór (reagens) egyformán kálium-kloriddá és kálium-hipoklorittá alakul. Ebben a reakcióban még 100%-os KClO hozam mellett is 50%-os a klór átalakulási foka.

Az Ön által ismert mennyiség - a protolízis mértéke (12.4. bekezdés) - az átalakulás mértékének speciális esete:

A TED keretein belül hasonló mennyiségeket neveznek disszociáció foka savak vagy bázisok (más néven a protolízis mértéke). A disszociáció mértéke az Ostwald-hígítási törvény szerinti disszociációs állandóhoz kapcsolódik.

Ugyanezen elmélet keretein belül a hidrolízis egyensúlyát az jellemzi hidrolízis foka (h), miközben a következő kifejezéseket használja az anyag kezdeti koncentrációjára ( tól től) valamint a hidrolízis során keletkező gyenge savak (K HA) és gyenge bázisok disszociációs állandói ( K MOH):

Az első kifejezés egy gyenge sav sójának hidrolízisére, a második egy gyenge bázis sójára, a harmadik pedig egy gyenge sav és egy gyenge bázis sójára vonatkozik. Mindezek a kifejezések csak olyan híg oldatokra használhatók, amelyek hidrolízisfoka legfeljebb 0,05 (5%).

A tömeghatás törvénye, homofázisos reakciók, heterofázisú reakciók, szilárd fázisú reakciók, autoprotolízis állandó (ionos termék), disszociációs (ionizációs) állandó, disszociációs (ionizációs) fok, hidrogén index, hidroxid index, hidrolízis állandó, szolvatációs állandó (oldhatósági szorzat), konverziós fok.

1. Sorolja fel azokat a tényezőket, amelyek eltolják a kémiai egyensúlyt és megváltoztatják az egyensúlyi állandót!
2. Milyen tényezők teszik lehetővé a kémiai egyensúly eltolását az egyensúlyi állandó megváltoztatása nélkül?
3. Olyan oldatot kell készíteni, amely 1 literben 0,5 mol NaCl-t, 0,16 mol KCl-ot és 0,24 mol K 2 SO 4-ot tartalmaz. Hogyan kell ezt megtenni, ha csak nátrium-klorid, kálium-klorid és nátrium-szulfát áll a rendelkezésére?
4. Határozza meg az ecetsav, a hidrogén-cianid és a salétromsav protolízisének mértékét decimoláris, centomoláris és millimoláris oldatokban!
5. A vajsav protolízisének mértéke 0,2 M oldatban 0,866%. Határozza meg ennek az anyagnak a savassági állandóját!
6. Mekkora oldatkoncentrációnál lesz a salétromsav protolízisének foka 0,2?
7. Mennyi vizet kell hozzáadni 300 ml 0,2 M ecetsavoldathoz, hogy megkétszerezzük a savas protolízis mértékét?
8. Határozza meg a hipoklórsav protolízisének fokát, ha oldatának pH = 6. Mekkora a sav koncentrációja ebben az oldatban?
9. Az oldat pH-ja 3. Mekkora legyen ehhez a) salétromsav, b) ecetsav koncentrációja?
10. Hogyan változtassuk meg az a) oxóniumionok, b) hidroxidionok koncentrációját egy oldatban, hogy az oldat pH-ja eggyel növekedjen?
11. Hány oxóniumiont tartalmaz 1 ml oldat pH = 12-nél?
12. Hogyan változik a víz pH-ja, ha 10 literhez 0,4 g NaOH-t adunk?
13. Számítsa ki az oxónium- és hidroxidionok koncentrációját, valamint a hidrogén- és hidroxidindex értékeit a következő vizes oldatokban: a) 0,01 M HCl-oldat; b) 0,01 M CH3COOH-oldat; c) 0,001 M NaOH-oldat; d) 0,001 M NH 3 oldat.
14. A függelékben megadott oldhatósági termékek értékeinek felhasználásával határozza meg az oldott anyagok koncentrációját és tömeghányadát a) ezüst-klorid, b) kalcium-szulfát, c) alumínium-foszfát oldatában.
15. Határozzuk meg az 1 g tömegű bárium-szulfát 25 o C-on történő feloldásához szükséges víz térfogatát.
16. Mekkora az ionok formájában lévő ezüst tömege 1 liter 25 o C-on telített ezüst-bromid oldatban?
17. Mekkora térfogatú ezüst-szulfid 25 o C-on telített oldata tartalmaz 1 mg oldott anyagot?
18. Képződik-e csapadék, ha azonos térfogatú 0,4 M KCl-oldatot adunk 0,05 M Pb(NO 3) 2 -oldathoz?
19. Határozza meg, hogy 5 ml 0,004 M CdCl 2 oldat és 15 ml 0,003 M KOH oldat öntése után csapadék képződik-e.
20. A következő anyagok állnak az Ön rendelkezésére: NH 3, KHS, Fe, Al(OH) 3, CaO, NaNO 3, CaCO 3, N 2 O 5, LiOH, Na 2 SO 4. 10H 2O, Mg (OH) Cl, Na, Ca (NO 2) 2. 4H 2O, ZnO, NaI. 2H 2O, CO 2, N 2, Ba(OH) 2. 8H20, AgNO3. Ezen anyagok mindegyikéhez külön kártyán válaszoljon a következő kérdésekre:

1) Milyen típusú ez az anyag szerkezete normál körülmények között (molekuláris vagy nem molekuláris)?
2) Milyen aggregációs állapotban van ez az anyag szobahőmérsékleten?
3) Milyen típusú kristályokat képez ez az anyag?
4) Ismertesse az anyag kémiai kötéseit!
5) A hagyományos besorolás szerint melyik osztályba tartozik ez az anyag?
6) Hogyan lép kölcsönhatásba ez az anyag a vízzel? Ha feloldódik vagy reagál, adja meg a kémiai egyenletet. Megfordíthatjuk ezt a folyamatot? Ha igen, akkor milyen feltételekkel? Milyen fizikai mennyiségek jellemezhetik ebben a folyamatban az egyensúlyi állapotot? Ha egy anyag oldható, hogyan növelhető az oldhatósága?
7) Lehetséges ennek az anyagnak a reakciója sósavval? Ha lehetséges, milyen feltételekkel? Adja meg a reakcióegyenletet! Miért megy végbe ez a reakció? Visszafordítható? Ha visszafordítható, akkor milyen feltételekkel? Hogyan lehet növelni a hozamot ebben a reakcióban? Mi változik meg, ha sósav helyett száraz hidrogén-kloridot használunk? Adja meg a megfelelő reakcióegyenletet!
8) Lehetséges-e ennek az anyagnak a reakciója nátrium-hidroxid oldattal? Ha lehetséges, milyen feltételekkel? Adja meg a reakcióegyenletet! Miért megy végbe ez a reakció? Visszafordítható? Ha visszafordítható, akkor milyen feltételekkel? Hogyan lehet növelni a hozamot ebben a reakcióban? Mi változik, ha nátrium-hidroxid-oldat helyett száraz NaOH-t használnak? Adja meg a megfelelő reakcióegyenletet!
9) Adja meg az összes ismert módszert ennek az anyagnak a beszerzésére.
10) Adja meg ennek az anyagnak az Ön által ismert összes nevét.
E kérdések megválaszolásakor bármilyen referenciairodalmat felhasználhat.