dove: K a – costante di acidità; K p è la costante di equilibrio.

L'acido è più forte lì, maggiore è la costante di acidità. I valori pKa sono spesso usati. Più piccolo è il valore di pKa, più forte è l'acido.

pK a = -lgK a

Ad esempio, pK a di fenolo = 10, pK a di etanolo = 16. Ciò significa che il fenolo è un acido di sei ordini di grandezza (un milione di volte) più forte dell'alcol etilico.

La basicità può essere espressa in termini di pK b .

RKb = 14 - pKun

È importante ricordare che il pKa dell'acqua è 15,7. Tutte le sostanze che hanno pKa maggiore dell'acqua non sono in grado di esibire proprietà acide in soluzioni acquose. L'acqua, in quanto acido più forte, inibisce la dissociazione degli acidi più deboli. Dal momento che la maggioranza composti organici le proprietà acide sono espresse molte volte più deboli di quelle dell'acqua, è stato sviluppato un approccio polarografico per valutarne l'acidità (I.P. Beletskaya et al.). Consente la stima dell'acidità fino a pKa = 50, anche se per acidi molto deboli i valori di pKa possono essere stimati solo in modo molto approssimativo.

Una valutazione qualitativa dell'acidità è estremamente importante sia nella serie di sostanze simili nella struttura, sia per composti di varie classi. La capacità di un acido di donare un protone è correlata alla stabilità dell'anione risultante. Più stabile è l'anione risultante, minore è il desiderio di catturare il protone e trasformarsi in una molecola neutra. Quando si valuta la stabilità relativa di un anione, devono essere presi in considerazione diversi fattori.

La natura di un atomo che dona un protone. Più facilmente un atomo perde un protone, maggiore è la sua elettronegatività e polarizzabilità. Pertanto, in una serie di acidi, la capacità di dissociarsi diminuisce come segue:

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

Questa serie corrisponde perfettamente alle proprietà degli atomi note dalla tavola periodica.

L'influenza dell'ambiente. Se si confrontano sostanze simili nella struttura, la valutazione viene effettuata confrontando la densità elettronica sull'atomo che ha donato il protone. Tutti i fattori strutturali che contribuiscono alla diminuzione della carica stabilizzano l'anione, mentre un aumento della carica lo destabilizza. Pertanto, tutti gli accettori aumentano l'acidità, tutti i donatori la diminuiscono.

Ciò accade indipendentemente dall'effetto del trasferimento di elettroni (induttivo o mesomerico) che causa la ridistribuzione della densità elettronica.

effetto di risoluzione. La solvatazione (interazione con le molecole di solvente) aumenta la stabilità dell'anione a causa della ridistribuzione della densità elettronica in eccesso tra l'anione e le molecole di solvente. In generale, lo schema è il seguente:

Più polare è il solvente, più forte è la solvatazione;

Più piccolo è lo ione, meglio è solvato.

La basicità secondo Brönsted è la capacità di una sostanza di fornire la sua coppia di elettroni per l'interazione con un protone. Di norma, si tratta di sostanze contenenti atomi di azoto, ossigeno e zolfo nella molecola.

Più debole è il centro di base che contiene una coppia di elettroni, maggiore è la basicità. Di fila

R3-N >R2O>R2S

la basicità diminuisce. Questa sequenza è facile da ricordare usando la regola mnemonica "NOS".

C'è una relazione tra le basi di Brønsted: gli anioni sono basi più forti delle corrispondenti molecole neutre. Ad esempio, l'anione idrossido (-OH) è una base più forte dell'acqua (H 2 O). Quando una base interagisce con un protone, si possono formare cationi onio:

R 3 O + - catione ossonio;

NR 4 + - catione di ammonio;

· R 3 S + - catione solfonio.

Una valutazione qualitativa della basicità in sostanze con struttura simile viene effettuata utilizzando la stessa logica della valutazione dell'acidità, ma con segno opposto.

Pertanto, tutti i sostituenti accettori diminuiscono la loro basicità, tutti i sostituenti donatori aumentano la loro basicità.

Acidi e basi di Lewis

Le basi di Lewis sono donatori di coppie di elettroni, così come le basi di Brønsted.

La definizione di Lewis degli acidi differisce notevolmente da quella usuale (secondo Brönsted). Secondo Lewis, un acido di Lewis è qualsiasi molecola o ione che ha un orbitale libero, che può essere riempito con una coppia di elettroni come risultato dell'interazione. Se, secondo Bronsted, un acido è un donatore di protoni, secondo Lewis, il protone stesso (H +) è un acido, poiché il suo orbitale è vuoto. Esistono molti acidi di Lewis: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3, ecc. La teoria di Lewis consente di descrivere molte reazioni come interazioni acido-base. Per esempio:

Spesso nelle reazioni con gli acidi di Lewis, i composti organici che sono donatori di una coppia di elettroni p partecipano come basi:

In chimica organica, è accettato quanto segue:

· se si usa il termine "acido", significa acido di Brønsted;

Se il termine "acido" è usato nel senso di Lewis, si dice "acido di Lewis".

Lezione #5

idrocarburi

alcani

· Serie omologhe, nomenclatura, isomeria, radicali alchilici. Struttura elettronica di molecole di alcani, ibridazione sp 3, legame s. Lunghezze CC e legami C-H, angoli di legame, energie di legame. Isomeria spaziale delle sostanze organiche. Metodi per rappresentare la struttura spaziale di molecole con atomi di carbonio ibridati sp 3. Caratteristiche spettrali degli alcani. Proprietà fisiche degli alcani e pattern delle loro variazioni nelle serie omologhe.

Alcani (composti aciclici saturi, paraffine)

Gli alcani sono idrocarburi a catena aperta di atomi, corrispondenti alla formula C n H 2 n + 2, dove gli atomi di carbonio sono interconnessi solo da legami σ.

Il termine "saturo" significa che ogni carbonio nella molecola di tale sostanza è associato al numero massimo possibile di atomi (con quattro atomi).

La struttura del metano è descritta in dettaglio nella lezione n. 2.

Isomeria, nomenclatura

I primi tre membri della serie omologa (metano, etano e propano) esistono come un isomero strutturale. A partire dal butano, il numero di isomeri sta crescendo rapidamente: il pentano ha tre isomeri e il decano (C 10 H 22) ne ha già 75.

Metodo del pHmetro

Le misurazioni vengono eseguite in soluzioni diluite, assumendo il coefficiente di attività uguale a uno.

Se non prendiamo in considerazione la reazione dell'autoprotolisi dell'acqua, allora l'equazione degli equilibri ionici in soluzione acquosa l'acido monobasico debole avrà la seguente forma:

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

La costante di acidità è espressa come:

Inoltre, [c] = 1 mol/l

Se l'acido è debole, allora

Da qui arriviamo

Preparare soluzioni con diverse concentrazioni di acido iniziale e misurarne il pH.

Costruisci un grafico del pH rispetto a lg c HA. Dall'equazione di cui sopra segue che il segmento tagliato da una retta sull'asse y è uguale a 1/2ðK kis.

Determinazione della costante di acidità con il metodo potenziometrico

Per un acido monobasico

.

Per determinare, è necessario misurare la concentrazione di ioni idronio in una soluzione con una concentrazione nota di acido. Come elettrodo indicatore, è possibile utilizzare un elettrodo di vetro o quinidrone, come Ag | AgCl | KCl || H 3 O + , sat xg |Pt

Per ottenere risultati più accurati, una soluzione di acido debole viene titolata con una soluzione di NaOH, durante la titolazione si misura il valore EMF dell'elemento e si calcola il pH.

Nel sistema si verificano le seguenti reazioni:

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

Possiamo supporre che x 1<< x 2 и x 1 << x 3 .

Le equazioni di bilancio hanno la forma:

.

Come mostrato in precedenza

SEZIONE 3. REGOLARITÀ CINETICA DI REAZIONI SEMPLICI

La cinetica chimica è una scienza che studia il corso di una reazione chimica o processi fisico-chimici nel tempo, questa è una branca della chimica fisica che studia la dipendenza della velocità di una reazione chimica dalla concentrazione di reagenti, temperatura, proprietà del mezzo, radiazione e altri fattori.

Classificazione delle reazioni chimiche

Dal punto di vista della cinetica, esistono diversi principi per classificare le reazioni chimiche:

1) in base allo stato di aggregazione dei partecipanti alla reazione, tutte le reazioni si dividono in omogenee ed eterogenee.

Reazioni omogenee quando tutti i reagenti sono nella stessa fase. Sono:

a) fase gassosa

b) fase liquida

c) fase solida

Reazioni eterogenee, quando i partecipanti alla reazione sono in fasi diverse; la reazione procede al confine di fase

2) secondo le specificità dell'atto elementare

a) catalitico

b) non catalitico

c) fotochimico

d) elettrochimico

e) catena

3) per il numero di stadi

a) semplice (fase 1)

b) complesso

4) per reversibilità di reazione

a) reversibile (bilaterale)

b) irreversibile

La reazione è considerata irreversibile se:

a) la reazione produce un gas

HCOOH → H 2 O + CO 2

b) si forma un composto poco solubile

AgNO 3 + KJ → AgJ↓ + KNO 3

c) si forma un composto a bassa dissociazione

HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O

d) viene rilasciato molto calore

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

3.2. Reazioni chimiche elementari

La velocità delle reazioni chimiche dipende dal percorso della reazione. Questo percorso può essere rappresentato come una somma di reazioni chimiche elementari.

Una reazione elementare è un processo unidirezionale di conversione di un componente in un altro. È un insieme dello stesso tipo di atti elementari di trasformazione chimica. La maggior parte delle reazioni chimiche non sono elementari; includono diversi stadi elementari - reazioni complesse.

Il meccanismo di reazione è un insieme di fasi elementari.

Un reagente è un partecipante a una reazione chimica.

d ρ n kè una variazione infinitesimale del numero di moli del componente K nella reazione elementare ρ

Se un d ρ nk > 0 – prodotto di reazione

d ρ n k< 0 – materiale iniziale

d ρ n k = 0 – sostanza indifferente

3.3. La velocità di una reazione chimica

La velocità di una reazione chimica è il numero di atti elementari di una trasformazione chimica dello stesso tipo che si verificano per unità di tempo in un'unità di volume o per unità di superficie.

Considera la reazione:

t = 0 - numero iniziale di moli

t ≠ 0 n UN n B n C n D - numero attuale di moli ξ =

(xi) ξ – profondità di reazione

All'equilibrio che si stabilisce in una soluzione di un elettrolita debole tra molecole e ioni, si possono applicare le leggi dell'equilibrio chimico e scrivere l'espressione per la costante di equilibrio. Ad esempio, per la dissociazione elettrolitica (protolisi) dell'acido acetico, procedendo sotto l'azione di molecole d'acqua,

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

la costante di equilibrio ha la forma

Esistono due modi per scrivere il valore delle costanti di acidità e basicità. Nel primo metodo, i valori della costante e della temperatura sono indicati sulla stessa riga dopo l'equazione di reazione e una virgola, ad esempio,

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

Nel secondo metodo, viene prima annotato il valore della costante, quindi tra parentesi sono riportate le forme acide e basiche dell'elettrolita, il solvente (solitamente acqua) e la temperatura:

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

Le costanti di acidità e basicità dipendono dalla natura dell'elettrolita, del solvente, dalla temperatura, ma non dalla concentrazione della soluzione. Caratterizzano la capacità di un dato acido o di una data base di decomporsi in ioni: maggiore è il valore della costante, più facile si dissocia l'elettrolita.

Gli acidi polibasici, così come le basi di due o più metalli valenti, si dissociano gradualmente. In soluzioni di queste sostanze si stabiliscono equilibri complessi, a cui partecipano ioni di diverse cariche. Ad esempio, la dissociazione dell'acido carbonico avviene in due fasi:

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

Primo saldo - primo passo della protolisi- caratterizzato da una costante di acidità, indicata da K k1:

equilibrio totale

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

corrisponde alla costante di acidità totale K a:

K k =

I valori K k, K k1 e K k2 sono correlati tra loro dalla relazione:

K k \u003d K k1 K k2.

Nel caso di dissociazione graduale di sostanze, la decomposizione nel passaggio successivo avviene sempre in misura minore rispetto al precedente (nel secondo è minore rispetto al primo, ecc.) In altre parole, si osservano le seguenti disuguaglianze:

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

Ciò è spiegato dal fatto che l'energia che deve essere spesa per staccare uno ione è minima quando viene staccato da una molecola neutra e diventa più grande man mano che si dissocia ad ogni passaggio successivo.

Se indichiamo la concentrazione dell'elettrolita che si decompone in due ioni attraverso c in, e il grado della sua dissociazione in questa soluzione attraverso α, allora la concentrazione di ciascuno degli ioni sarà c in α e la concentrazione di molecole non dissociate c in (1 - α). Quindi l'equazione della costante di protolisi K k, ω (costante di acidità o costante di basicità) assume la forma:

Questa equazione esprime la legge di diluizione di Ostwald. Consente di calcolare il grado di dissociazione a varie concentrazioni di elettroliti se è nota la sua costante di dissociazione. Usando questa equazione, si può anche calcolare la costante di dissociazione dell'elettrolita, conoscendo il suo grado di dissociazione a una data concentrazione.

Per soluzioni in cui la dissociazione dell'elettrolita è molto piccola, l'equazione di Ostwald è semplificata. Poiché in questi casi α<<, то величиной α в знаменателе уравнения для К к,ω можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид.

Autoionizzazione dell'acqua

L'acqua, anche dopo ripetute distillazioni, mantiene la capacità di condurre l'elettricità. Questa capacità dell'acqua è dovuta alla sua autoionizzazione.

$2H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$

La costante di equilibrio termodinamico ha la forma:

Immagine 1.

dove $a_X^(rel)=\frac(a_X^(uguale))(a_X^0)$ è l'attività relativa della particella $X$ nel sistema di equilibrio;

$aX^(uguale)$ - attività assoluta della particella $X$ nel sistema di equilibrio;

$(a_x)^0$ - attività assoluta $X$ nello stato termodinamico del sistema.

L'attività relativa dell'acqua all'equilibrio è praticamente uguale all'unità, poiché il grado di reazione è molto piccolo (se l'acqua teoricamente non ionizzata viene presa come stato standard.

I coefficienti di attività degli ioni $OH^-$ e $H_3O^+$ saranno prossimi all'unità in acqua pura. L'equilibrio della reazione è fortemente spostato a sinistra. Le attività relative di $OH^-$ e $H_3O^+$ sono praticamente uguali alle loro concentrazioni molari. In cui si

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

dove $ e $ sono concentrazioni molari;

$K_(auto)$ - costante di autopropoli dell'acqua uguale a $1.00\cdot 10^(-14) \ mol^2/l^2$ a $25^\circ \ C.$

In acqua pura, le concentrazioni di $ e $ saranno uguali, quindi

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

Per facilità di calcolo, la concentrazione è indicata come un logaritmo negativo, indicato come $pH$:

$pH=-lg $

I valori di $pH$ per l'acqua pura sono $7$, in soluzioni acide $pH $7$.

Dissociazione acida e costante di acidità

Per l'acido $AH$, la dissociazione può essere espressa dall'equazione:

$AH + H_2O ↔ A^- + H_3O^+$

In uno stato di equilibrio, la densità relativa dell'acqua durante il passaggio da un acido all'altro cambia leggermente e con una diluizione infinita si avvicina allo zero. Pertanto, viene utilizzata la costante di acidità termodinamica $K_a^0$ ($AH$).

Il rapporto dei coefficienti di attività è lo stesso per tutti gli acidi ed è uguale a uno se i processi procedono in soluzioni diluite.

Quindi, in una soluzione acquosa diluita, la costante di acidità $Ka (AH$) viene utilizzata come misura della forza acida, che può essere determinata dalla formula:

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

La formula mostra la concentrazione molare delle particelle a una temperatura fissa $(25^\circ \ C)$ nello stato di equilibrio.

Maggiore è la costante di acidità, maggiore è il grado di dissociazione, più forte è l'acido. Per i calcoli e le caratteristiche dell'acidità viene utilizzato il logaritmo negativo della costante di acidità $pKa$.

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

Maggiore è il valore della costante di acidità, più debole è l'acido.

Il valore della costante di acidità è uguale al valore $pH$ della soluzione a cui l'acido sarà ionizzato della metà:

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

Il valore che caratterizza l'acidità delle molecole d'acqua in una soluzione acquosa è:

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

Pertanto, a una temperatura di $25^\circ C$, $pKa (H_2O) = 15,7$. Questo valore caratterizza l'acidità delle molecole d'acqua in soluzione.

Per lo ione idroxonio $pKa (H_3O^+) = pK_(auto) - pKa = 14-15,7 = -1,7.$

I valori $pKa$ sono dati tabulari. Tuttavia, per gli acidi con $pKa 0$ i dati della tabella saranno imprecisi.

È possibile determinare le costanti di acidità nell'acqua misurando direttamente le concentrazioni di $A^-$ e $AH$ solo quando la dissociazione acida si verifica almeno in una certa misura, anche appena percettibile.

Se l'acido è molto debole, che praticamente non si dissocia, allora la concentrazione di $A^-$ non può essere misurata con precisione. Se, al contrario, l'acido è così forte da dissociarsi quasi completamente, allora è impossibile misurare la concentrazione di $AH$. In questo caso verranno utilizzati metodi indiretti per la determinazione dell'acidità.

Costante di ionizzazione di base

Per esprimere la costante di dissociazione di una base in acqua, utilizziamo l'equazione:

$B + H_2O ↔ BH^+ + OH^-$

La costante di basicità è:

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

Recentemente, le costanti di basicità non sono praticamente utilizzate nei calcoli, poiché la costante di acidità dell'acido coniugato può essere utilizzata per ottenere tutte le informazioni necessarie sulla base $BH^+.$

$BH^+ + H_2O ↔ B + H_3O^+$

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

La costante di acidità di un acido sarà una misura della forza:

• $AH$ o $BH^+$ come donatori di protoni;
• $A^-$ o $B$ come accettori di protoni;
• un acido forte $AH$ o $BH^+$ corrisponde a una base coniugata debole $A^-$ o $B$, e quindi $pKa$ è piccolo o negativo;
• una base forte $A^-$ o $B$ corrisponde ad un acido debole $AH$ o $BH^+$ e la costante di acidità sarà positiva

È possibile misurare direttamente la forza di acidi o basi solo in un intervallo ristretto di $pKa (BH^+).$ Al di fuori dell'intervallo, la basicità sarà determinata con metodi indiretti. I valori $pka (BH^+)$ al di fuori dell'intervallo da $-2$ a $17$ saranno imprecisi.

Correlazione tra struttura e forza degli acidi

La forza relativa degli acidi può essere prevista in base alla natura dell'atomo centrale e alla struttura della molecola acida.

La forza dell'acido privo di ossigeno $HX$ e $H_2X$ (dove $X$ è alogeno) è maggiore, più debole è il legame $X-H$, cioè maggiore è il raggio dell'atomo $X$.

Nelle serie $HF - HCl - HBr - HI$ e $H_2S - H_2Se - H_2Te$, la forza degli acidi aumenta.

Per gli acidi contenenti ossigeno, più forte è il valore di m nel composto $E(OH)nOm$, più forte è l'acido.

Capitolo 20

20.1. Legge delle masse in azione

Hai conosciuto la legge dell'azione di massa studiando l'equilibrio delle reazioni chimiche reversibili (Capitolo 9 § 5). Ricordalo a temperatura costante per una reazione reversibile

un A+ b B d D+ f F

la legge dell'azione di massa è espressa dall'equazione

Sai che quando si applica la legge dell'azione di massa, è importante sapere in quale stato di aggregazione si trovano le sostanze che partecipano alla reazione. Ma non solo: il numero e il rapporto delle fasi in un dato sistema chimico è importante. In base al numero di fasi, le reazioni sono suddivise in omofasico, e eterofase. Tra gli eterofasici, fase solida reazioni.

Reazione omofasica Una reazione chimica in cui tutti i partecipanti sono nella stessa fase.

Tale fase può essere una miscela di gas (fase gassosa) o una soluzione liquida (fase liquida). In questo caso, tutte le particelle che partecipano alla reazione (A, B, D e F) hanno la capacità di eseguire un movimento caotico indipendentemente l'una dall'altra e la reazione reversibile procede per l'intero volume del sistema di reazione. Ovviamente, tali particelle possono essere sia molecole di sostanze gassose, sia molecole o ioni che formano un liquido. Esempi di reazioni omofasiche reversibili sono le reazioni di sintesi dell'ammoniaca, la combustione del cloro in idrogeno, la reazione tra ammoniaca e acido solfidrico in una soluzione acquosa, ecc.

Se almeno una sostanza che partecipa alla reazione si trova in una fase diversa rispetto al resto delle sostanze, la reazione reversibile procede solo all'interfaccia ed è chiamata reazione eterofase.

reazione eterofasica- una reazione chimica, i cui partecipanti sono in fasi diverse.

Le reazioni eterofasiche reversibili comprendono le reazioni che coinvolgono sostanze gassose e solide (ad esempio la decomposizione del carbonato di calcio), sostanze liquide e solide (ad esempio la precipitazione da una soluzione di solfato di bario o la reazione dello zinco con l'acido cloridrico), nonché gassose e sostanze liquide.

Un caso speciale di reazioni eterofase sono le reazioni in fase solida, cioè le reazioni in cui tutti i partecipanti sono solidi.

Infatti, l'equazione (1) è valida per qualsiasi reazione reversibile, indipendentemente da quale dei gruppi elencati appartenga. Ma in una reazione eterofase, le concentrazioni di equilibrio di sostanze in una fase più ordinata sono costanti e possono essere combinate in una costante di equilibrio (vedi Capitolo 9 § 5).

Quindi, per una reazione eterofase

un Ag+ b B cre d D r+ f F cre

la legge dell'azione di massa sarà espressa dalla relazione

Il tipo di questo rapporto dipende da quali sostanze che partecipano alla reazione sono allo stato solido o liquido (liquido, se il resto delle sostanze sono gas).

Nelle espressioni della legge dell'azione della massa (1) e (2), le formule delle molecole o degli ioni tra parentesi quadre indicano la concentrazione di equilibrio di queste particelle in un gas o in una soluzione. In questo caso, le concentrazioni non dovrebbero essere elevate (non superiori a 0,1 mol/l), poiché questi rapporti sono validi solo per gas ideali e soluzioni ideali. (Ad alte concentrazioni resta valida la legge dell'azione della massa, ma al posto della concentrazione si deve utilizzare un'altra grandezza fisica (la cosiddetta attività), che tiene conto delle interazioni tra particelle di gas o soluzioni. L'attività non è proporzionale alla concentrazione ).

La legge dell'azione di massa è applicabile non solo alle reazioni chimiche reversibili, ma anche molti processi fisici reversibili obbediscono ad essa, ad esempio gli equilibri interfacciali delle singole sostanze durante il loro passaggio da uno stato di aggregazione all'altro. Quindi, il processo reversibile di evaporazione - condensazione dell'acqua può essere espresso dall'equazione

H 2 di H 2 O g

Per questo processo, possiamo scrivere l'equazione della costante di equilibrio:

Il rapporto risultante conferma, in particolare, l'affermazione a voi nota dalla fisica che l'umidità dell'aria dipende dalla temperatura e dalla pressione.

20.2. Costante di autoprotolisi (prodotto ionico)

Un'altra applicazione della legge dell'azione di massa a voi nota è la descrizione quantitativa dell'autoprotolisi (Capitolo X § 5). Sai che l'acqua pura è in equilibrio omofase?

2H 2 OH 3 O + + OH -

per una descrizione quantitativa di cui puoi usare la legge dell'azione di massa, la cui espressione matematica è costante di autoprotolisi(prodotto ionico) dell'acqua

L'autoprotolisi è caratteristica non solo dell'acqua, ma anche di molti altri liquidi, le cui molecole sono interconnesse da legami idrogeno, ad esempio per ammoniaca, metanolo e acido fluoridrico:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -	K(NH3) = 1,91. 10 –33 (a –50°C);
2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O -	K(CH 3 OH) = 4,90. 10–18 (a 25 o C);
2HF H 2 FA + + FA -	K(HF) = 2.00 . 10–12 (a 0°C).

Per queste e molte altre sostanze sono note costanti di autoprotolisi, che vengono prese in considerazione quando si sceglie un solvente per varie reazioni chimiche.

Il simbolo spesso usato per denotare la costante di autoprotolisi è K S.

La costante di autoprotolisi non dipende dalla teoria in cui viene considerata l'autoprotolisi. I valori delle costanti di equilibrio, invece, dipendono dal modello accettato. Lo verificheremo confrontando la descrizione dell'autoprotolisi dell'acqua secondo la teoria protolitica (colonna di sinistra) e secondo la teoria obsoleta, ma ancora ampiamente utilizzata, della dissociazione elettrolitica (colonna di destra):

Secondo la teoria della dissociazione elettrolitica, si presumeva che le molecole d'acqua si dissociassero (decomponessero) parzialmente in ioni idrogeno e ioni idrossido. La teoria non spiegava né le ragioni né il meccanismo di questa "disintegrazione". Il nome "costante di autoprotolisi" è solitamente usato nella teoria protolitica e "prodotto ionico" nella teoria della dissociazione elettrolitica.

20.3. Costanti di acidità e basicità. Indicatore di idrogeno

La legge dell'azione di massa viene utilizzata anche per quantificare le proprietà acido-base di varie sostanze. Nella teoria protolitica, per questo vengono utilizzate costanti di acidità e basicità, e nella teoria della dissociazione elettrolitica - costanti di dissociazione.

Come la teoria protolitica spiega le proprietà acido-base delle sostanze chimiche, lo sapete già (cap. XII § 4). Confrontiamo questo approccio con l'approccio della teoria della dissociazione elettrolitica sull'esempio di una reazione omofasica reversibile con acqua di acido cianidrico HCN - un acido debole (a sinistra - secondo la teoria protolitica, a destra - secondo la teoria di dissociazione elettrolitica):

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

HCN H + + CN – Equilibrio costante K C in questo caso viene chiamato Costante di dissociazione(o costante di ionizzazione), indicato A ed è uguale alla costante di acidità nella teoria protolitica. K = 4,93. 10–10 mol/l

Viene chiamato il grado di protolisi di un acido debole () nella teoria della dissociazione elettrolitica grado di dissociazione(se solo questa teoria considera la sostanza data come un acido).

Nella teoria protolitica, per caratterizzare la base, puoi usare la sua costante di basicità, oppure puoi cavartela con la costante di acidità dell'acido coniugato. Nella teoria della dissociazione elettrolitica, solo le sostanze che si dissociano in soluzione in cationi e ioni idrossido erano considerate basi, quindi, ad esempio, si presumeva che la soluzione di ammoniaca contenesse "idrossido di ammonio" e successivamente - idrato di ammoniaca

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

NH3. H 2 O NH 4 + + OH - Equilibrio costante K C e in questo caso è chiamata costante di dissociazione, denotata A ed è uguale alla costante di basicità. K = 1,74. 10–5 mol/l Non esiste il concetto di un acido coniugato in questa teoria. Lo ione ammonio non è considerato un acido. L'ambiente acido nelle soluzioni di sali di ammonio è spiegato dall'idrolisi.

Ancora più difficile nella teoria della dissociazione elettrolitica è la descrizione delle proprietà di base di altre sostanze che non contengono idrossili, ad esempio ammine (metilammina CH 3 NH 2, anilina C 6 H 5 NH 2, ecc.).

Per caratterizzare le proprietà acide e basiche delle soluzioni, viene utilizzata un'altra quantità fisica: valore del ph(indicato da pH, leggi "ph"). Nell'ambito della teoria della dissociazione elettrolitica, l'indice di idrogeno è stato determinato come segue:

pH = –lg

Una definizione più precisa, tenendo conto dell'assenza di ioni idrogeno nella soluzione e dell'impossibilità di prendere i logaritmi delle unità di misura:

pH = –lg()

Sarebbe più corretto chiamare questo valore "ossonio" e non il valore del pH, ma questo nome non viene utilizzato.

È definito in modo simile all'idrogeno indice di idrossido(indicato da pOH, leggi "pe oash").

pOH = -lg()

Le parentesi graffe che denotano il valore numerico di una quantità nelle espressioni per gli indici di idrogeno e idrossido spesso non vengono messe, dimenticando che è impossibile prendere il logaritmo delle quantità fisiche.

Poiché il prodotto ionico dell'acqua è un valore costante non solo nell'acqua pura, ma anche nelle soluzioni diluite di acidi e basi, gli indici di idrogeno e idrossido sono interconnessi:

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

In acqua pura = = 10–7 mol/l, quindi, pH = pOH = 7.

In una soluzione acida (in una soluzione acida) c'è un eccesso di ioni ossonio, la loro concentrazione è maggiore di 10 -7 mol / le, quindi, pH< 7.

In una soluzione base (soluzione alcalina), invece, c'è un eccesso di ioni idrossido e, di conseguenza, la concentrazione di ioni ossonio è inferiore a 10–7 mol/l; in questo caso pH > 7.

20.4. Costante di idrolisi

Nell'ambito della teoria della dissociazione elettrolitica, l'idrolisi reversibile (idrolisi dei sali) è considerata un processo separato, mentre si distinguono i casi di idrolisi

• sali di una base forte e di un acido debole
• sali di una base debole e di un acido forte, e
• sali di una base debole e di un acido debole.

Consideriamo questi casi in parallelo nell'ambito della teoria protolitica e nell'ambito della teoria della dissociazione elettrolitica.

Sale di base forte e acido debole

Come primo esempio, si consideri l'idrolisi di KNO 2, un sale di una base forte e un acido monobasico debole.

K +, NO 2 - e H 2 O. NO 2 - è una base debole e H 2 O è un anfolita, quindi è possibile una reazione reversibile NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, il cui equilibrio è descritto dalla costante di basicità dello ione nitrito e può essere espresso in termini di costante di acidità dell'acido nitroso: K o (NO 2 -) \u003d

Quando questa sostanza viene disciolta, si dissocia irreversibilmente in ioni K + e NO 2 -: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Con la presenza simultanea di ioni H + e NO 2 - nella soluzione, si verifica una reazione reversibile H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - L'equilibrio della reazione di idrolisi è descritto dalla costante di idrolisi ( Kh) e può essere espresso in termini di costante di dissociazione ( A e) acido nitroso: K h = K c . =

Come puoi vedere, in questo caso la costante di idrolisi è uguale alla costante di basicità della particella di base.

Nonostante il fatto che l'idrolisi reversibile avvenga solo in soluzione, viene completamente "soppressa" quando l'acqua viene rimossa e, quindi, è impossibile ottenere i prodotti di questa reazione, nell'ambito della teoria della dissociazione elettrolitica, l'idrolisi molecolare equazione si scrive anche:

KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2

Come altro esempio, si consideri l'idrolisi di Na 2 CO 3, un sale di una base forte e un acido bibasico debole. La linea di ragionamento qui è esattamente la stessa. Nell'ambito di entrambe le teorie, si ottiene un'equazione ionica:

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

Nell'ambito della teoria protolitica, è chiamata equazione della protolisi dello ione carbonato, e nell'ambito della teoria della dissociazione elettrolitica, è chiamata equazione ionica dell'idrolisi del carbonato di sodio.

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

La costante di basicità dello ione carbonato nell'ambito di TED è chiamata costante di idrolisi ed è espressa attraverso la "costante di dissociazione dell'acido carbonico nel secondo stadio", cioè attraverso la costante di acidità dello ione idrocarbonato.

Va notato che in queste condizioni, HCO 3 - , essendo una base molto debole, praticamente non reagisce con l'acqua, poiché l'eventuale protolisi è soppressa dalla presenza di particelle di base molto forti, ioni idrossido, nella soluzione.

Sale di base debole e acido forte

Si consideri l'idrolisi di NH 4 Cl. Nell'ambito di TED, è un sale di una base monoacida debole e un acido forte.

Nella soluzione di questa sostanza ci sono particelle: NH 4 +, Cl - e H 2 O. NH 4 + è un acido debole e H 2 O è un anfolita, quindi è possibile una reazione reversibile NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, il cui equilibrio è descritto dalla costante di acidità dello ione ammonio e può essere espresso in termini di costante di basicità dell'ammoniaca: K K (NH 4 +) \u003d

Quando questa sostanza viene disciolta, si dissocia irreversibilmente negli ioni NH 4 + e Cl -: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - L'acqua è un elettrolita debole e si dissocia reversibilmente: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3. H2O Sommando le equazioni di queste due reazioni reversibili e portando termini simili, otteniamo l'equazione dell'idrolisi ionica NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ L'equilibrio della reazione di idrolisi è descritto dalla costante di idrolisi e può essere espresso in termini di costante di dissociazione dell'idrato di ammoniaca: K h =

In questo caso, la costante di idrolisi è uguale alla costante di acidità dello ione ammonio. La costante di dissociazione dell'idrato di ammoniaca è uguale alla costante di basicità dell'ammoniaca.

Equazione molecolare dell'idrolisi (nell'ambito di TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl

Un altro esempio di reazione di idrolisi di sali di questo tipo è l'idrolisi di ZnCl 2 .

In una soluzione di questa sostanza ci sono particelle: Zn2+ aq, Cl - e H 2 O. Gli ioni di zinco sono acquacationi 2+ e sono acidi cationici deboli e H 2 O è un anfolita, quindi è possibile una reazione reversibile 2= ​​​​+ H 2 O + + H 3 O + , il cui equilibrio è descritto dalla costante di acidità dell'acqua di zinco e può essere espresso in termini di costante di basicità dello ione triaquahydroxzinc: K K ( 2+ ) = =

Quando questa sostanza viene dissolta, si dissocia irreversibilmente in Zn 2+ e Cl - ioni: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - L'acqua è un elettrolita debole e si dissocia reversibilmente: H 2 O H + + OH - Con la presenza simultanea di ioni OH - e Zn 2+ nella soluzione, si verifica una reazione reversibile Zn 2+ + OH - ZnOH + Sommando le equazioni di queste due reazioni reversibili e portando termini simili, otteniamo l'equazione dell'idrolisi ionica Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + L'equilibrio della reazione di idrolisi è descritto dalla costante di idrolisi e può essere espresso in termini di "costante di dissociazione dell'idrossido di zinco nel secondo stadio": K h =

La costante di idrolisi di questo sale è uguale alla costante di acidità dell'acqua di zinco e la costante di dissociazione dell'idrossido di zinco nel secondo passaggio è uguale alla costante di basicità dello ione +.

Lo ione .+ è un acido più debole dello ione 2+, quindi praticamente non reagisce con l'acqua, poiché questa reazione è soppressa a causa della presenza di ioni ossonio nella soluzione. Nell'ambito di TED, questa affermazione suona così: "l'idrolisi del cloruro di zinco nella seconda fase praticamente non va".

Equazione molecolare dell'idrolisi (nell'ambito di TED):

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

Sale di base debole e acido debole

Ad eccezione dei sali di ammonio, tali sali sono generalmente insolubili in acqua. Consideriamo quindi questo tipo di reazioni utilizzando come esempio il cianuro di ammonio NH 4 CN.

Nella soluzione di questa sostanza ci sono particelle: NH 4 +, CN - e H 2 O. NH 4 + è un acido debole, CN - è una base debole e H 2 O è un anfolita, pertanto sono possibili tali reazioni reversibili: 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) L'ultima reazione è preferibile, perché in essa, a differenza delle prime due, si formano sia un acido debole che una base debole. È questa reazione che avviene prevalentemente quando il cianuro di ammonio viene sciolto in acqua, ma è impossibile rilevarlo modificando l'acidità della soluzione. Una leggera alcalinizzazione della soluzione è dovuta al fatto che la seconda reazione è ancora leggermente più preferibile della prima, poiché la costante di acidità dell'acido cianidrico (HCN) è molto inferiore alla costante di basicità dell'ammoniaca. L'equilibrio in questo sistema è caratterizzato dalla costante di acidità dell'acido cianidrico, dalla costante di basicità dell'ammoniaca e dalla costante di equilibrio della terza reazione: Esprimiamo dalla prima equazione la concentrazione di equilibrio dell'acido cianidrico e dalla seconda equazione la concentrazione di equilibrio dell'ammoniaca e sostituiamo queste quantità nella terza equazione. Di conseguenza, otteniamo

Quando questa sostanza viene dissolta, si dissocia irreversibilmente negli ioni NH 4 + e CN -: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - L'acqua è un elettrolita debole e si dissocia reversibilmente: H 2 O H + + OH - Con la presenza simultanea di ioni OH - e NH 4 + nella soluzione, si verifica una reazione reversibile NH 4 + + OH - NH 3. H2O E con la presenza simultanea di ioni H + e CN -, procede un'altra reazione reversibile Sommando le equazioni di queste tre reazioni reversibili e portando termini simili, otteniamo l'equazione dell'idrolisi ionica NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN La forma della costante di idrolisi in questo caso è la seguente: K h = E può essere espresso in termini di costante di dissociazione dell'idrato di ammoniaca e costante di dissociazione dell'acido cianidrico: K h =

Equazione molecolare dell'idrolisi (nell'ambito di TED):

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

20.5. Costante di solvatazione (prodotto di solubilità)

Il processo di dissoluzione chimica di un solido in acqua (e non solo in acqua) può essere espresso da un'equazione. Ad esempio, nel caso della dissoluzione del cloruro di sodio:

NaClcr + ( n+m)H 2 O = + + -

Questa equazione mostra esplicitamente che la ragione più importante per la dissoluzione del cloruro di sodio è l'idratazione degli ioni Na + e Cl -.

In una soluzione satura si stabilisce un equilibrio eterofase:

NaClcr + ( n+m)H 2 O + + - ,

che obbedisce alla legge dell'azione di massa. Ma poiché la solubilità del cloruro di sodio è abbastanza significativa, l'espressione per la costante di equilibrio in questo caso può essere scritta solo usando le attività degli ioni, che sono tutt'altro che sempre note.

Nel caso di equilibrio in una soluzione di una sostanza scarsamente solubile (o praticamente insolubile), l'espressione per la costante di equilibrio in una soluzione satura può essere scritta utilizzando concentrazioni di equilibrio. Ad esempio, per l'equilibrio in una soluzione satura di cloruro d'argento

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

Poiché la concentrazione di equilibrio dell'acqua in una soluzione diluita è quasi costante, possiamo scrivere

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

Lo stesso semplificato

KG (AgCl) = o K G(AgCl) =

Il valore risultante ( K D) è nominato costanti di idratazione(nel caso di qualsiasi soluzione, e non solo acquosa - costanti di risoluzione).

Nell'ambito della teoria della dissociazione elettrolitica, l'equilibrio in una soluzione di AgCl è scritto come segue:

AgCl cr Ag + + Cl –

Viene chiamata la costante corrispondente prodotto di solubilità ed è indicato dalle lettere PR.

PR(AgCl) =

A seconda del rapporto tra cationi e anioni nell'unità della formula, l'espressione per la costante di solvatazione (prodotto di solubilità) può essere diversa, ad esempio:

I valori delle costanti di idratazione (prodotti di solubilità) di alcune sostanze scarsamente solubili sono riportati nell'Appendice 15.

Conoscendo il prodotto di solubilità, è facile calcolare la concentrazione di una sostanza in una soluzione satura. Esempi:

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.

Se, durante una reazione chimica, nella soluzione compaiono ioni che fanno parte di una sostanza scarsamente solubile, conoscendo il prodotto di solubilità di questa sostanza, è facile determinare se precipiterà.
Esempi:

1. L'idrossido di rame precipiterà quando si aggiungono 100 ml di soluzione di idrossido di calcio 0,01 M ad un volume uguale di soluzione di solfato di rame 0,001 M?

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

Si forma un precipitato di idrossido di rame se il prodotto delle concentrazioni di ioni Cu 2+ e OH - è maggiore del prodotto della solubilità di questo idrossido poco solubile. Dopo aver versato soluzioni di uguale volume, il volume totale della soluzione diventerà il doppio del volume di ciascuna delle soluzioni iniziali, pertanto la concentrazione di ciascuno dei reagenti (prima dell'inizio della reazione) sarà dimezzata. La concentrazione nella soluzione risultante di ioni rame

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

La concentrazione di ioni idrossido -

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

Prodotto di solubilità dell'idrossido di rame

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 .

Il prodotto di concentrazione è maggiore del prodotto di solubilità, quindi si formerà un precipitato.

2. Il solfato d'argento precipiterà quando si versano volumi uguali di una soluzione di solfato di sodio 0,02 M e di una soluzione di nitrato d'argento 0,04 M?

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

La concentrazione nella soluzione risultante di ioni d'argento

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

La concentrazione nella soluzione risultante di ioni solfato

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

Prodotto di solubilità del solfato d'argento

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

Il prodotto delle concentrazioni di ioni in soluzione

{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 .

Il prodotto di concentrazione è inferiore al prodotto di solubilità, quindi non si forma alcun precipitato.

20.6. Grado di conversione (grado di protolisi, grado di dissociazione, grado di idrolisi)

L'efficienza della reazione viene solitamente valutata calcolando la resa del prodotto di reazione (Sezione 5.11). Tuttavia, l'efficienza della reazione può anche essere valutata determinando quale parte della sostanza più importante (di solito la più costosa) si è trasformata nel prodotto target della reazione, ad esempio quale parte di SO 2 si è trasformata in SO 3 durante la produzione di acido solforico, cioè da trovare grado di conversione sostanza originaria.

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

il cloro (reagente) viene ugualmente convertito in cloruro di potassio e ipoclorito di potassio. In questa reazione, anche con una resa del 100% in KClO, il grado di conversione del cloro in esso è del 50%.

La quantità a te nota - il grado di protolisi (paragrafo 12.4) - è un caso speciale del grado di conversione:

Nell'ambito di TED, vengono chiamate quantità simili grado di dissociazione acidi o basi (indicato anche come grado di protolisi). Il grado di dissociazione è correlato alla costante di dissociazione secondo la legge di diluizione di Ostwald.

Nell'ambito della stessa teoria, l'equilibrio dell'idrolisi è caratterizzato da grado di idrolisi (h), utilizzando le seguenti espressioni relative alla concentrazione iniziale della sostanza ( insieme a) e costanti di dissociazione degli acidi deboli (K HA) e delle basi deboli formate durante l'idrolisi ( K MOH):

La prima espressione vale per l'idrolisi di un sale di acido debole, la seconda per un sale di base debole e la terza per un sale di acido debole e base debole. Tutte queste espressioni possono essere utilizzate solo per soluzioni diluite con un grado di idrolisi non superiore a 0,05 (5%).

Legge di azione di massa, reazioni omofasiche, reazioni eterofasiche, reazioni in fase solida, costante di autoprotolisi (prodotto ionico), costante di dissociazione (ionizzazione), grado di dissociazione (ionizzazione), indice di idrogeno, indice di idrossido, costante di idrolisi, costante di solvatazione (prodotto di solubilità), grado di conversione.

1. Elenca i fattori che spostano l'equilibrio chimico e cambiano la costante di equilibrio.
2. Quali fattori consentono di spostare l'equilibrio chimico senza modificare la costante di equilibrio?
3. È necessario preparare una soluzione contenente 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl e 0,24 mol K 2 SO 4 in 1 litro. Come fare, avendo a disposizione solo cloruro di sodio, cloruro di potassio e solfato di sodio?
4. Determinare il grado di protolisi degli acidi acetico, cianidrico e nitrico in soluzioni decimolari, centomolari e millimolari.
5. Il grado di protolisi dell'acido butirrico in una soluzione 0,2 M è 0,866%. Determina la costante di acidità di questa sostanza.
6. A quale concentrazione della soluzione il grado di protolisi dell'acido nitroso sarà 0,2?
7. Quanta acqua deve essere aggiunta a 300 ml di soluzione di acido acetico 0,2 M per raddoppiare il grado di protolisi acida?
8. Determinare il grado di protolisi dell'acido ipocloroso se nella sua soluzione pH = 6. Qual è la concentrazione di acido in questa soluzione?
9. Il pH della soluzione è 3. Quale dovrebbe essere la concentrazione di a) acido nitrico, b) acido acetico per questo?
10. Come dovrebbe essere modificata la concentrazione di a) ioni ossonio, b) ioni idrossido in una soluzione in modo che il pH della soluzione aumenti di uno?
11. Quanti ioni ossonio sono contenuti in 1 ml di soluzione a pH = 12?
12. Come cambierà il pH dell'acqua se 0,4 g di NaOH vengono aggiunti a 10 litri di essa?
13. Calcolare le concentrazioni di ossonio e ioni idrossido, nonché i valori di idrogeno e indici di idrossido nelle seguenti soluzioni acquose: a) soluzione 0,01 M HCl; b) soluzione 0,01 M di CH 3 COOH; c) soluzione di NaOH 0,001 M; d) Soluzione di NH 3 0,001 M.
14. Utilizzando i valori dei prodotti di solubilità riportati in appendice, determinare la concentrazione e la frazione di massa delle sostanze disciolte in una soluzione di a) cloruro d'argento, b) solfato di calcio, c) fosfato di alluminio.
15. Determinare il volume d'acqua necessario per sciogliere il solfato di bario del peso di 1 g a 25 o C.
16. Qual è la massa d'argento sotto forma di ioni in 1 litro di soluzione di bromuro d'argento saturata a 25°C?
17. Quale volume di una soluzione di solfuro d'argento saturata a 25°C contiene 1 mg di soluto?
18. Si forma un precipitato se si aggiunge un volume uguale di soluzione 0,4 M KCl a una soluzione 0,05 M Pb(NO 3) 2?
19. Determinare se si formerà un precipitato dopo aver versato 5 ml di soluzione 0,004 M CdCl 2 e 15 ml di soluzione 0,003 M KOH.
20. Sono a vostra disposizione le seguenti sostanze: 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 . Per ciascuna di queste sostanze, su una scheda separata, rispondi alle seguenti domande:

1) Qual è il tipo di struttura di questa sostanza in condizioni normali (molecolari o non molecolari)?
2) In quale stato di aggregazione si trova questa sostanza a temperatura ambiente?
3) Che tipo di cristalli forma questa sostanza?
4) Descrivere il legame chimico in questa sostanza.
5) A quale classe secondo la classificazione tradizionale appartiene questa sostanza?
6) Come interagisce questa sostanza con l'acqua? Se si dissolve o reagisce, dare l'equazione chimica. Possiamo invertire questo processo? Se lo facciamo, a quali condizioni? Quali grandezze fisiche possono caratterizzare lo stato di equilibrio in questo processo? Se una sostanza è solubile, come può essere aumentata la sua solubilità?
7) È possibile effettuare la reazione di questa sostanza con l'acido cloridrico? Se possibile, a quali condizioni? Dare l'equazione di reazione. Perché avviene questa reazione? È reversibile? Se reversibile, a quali condizioni? Come aumentare la resa in questa reazione? Cosa cambierà se utilizziamo acido cloridrico secco invece dell'acido cloridrico? Dare l'equazione di reazione corrispondente.
8) È possibile effettuare la reazione di questa sostanza con una soluzione di idrossido di sodio? Se possibile, a quali condizioni? Dare l'equazione di reazione. Perché avviene questa reazione? È reversibile? Se reversibile, a quali condizioni? Come aumentare la resa in questa reazione? Cosa cambierà se viene utilizzato NaOH secco al posto della soluzione di idrossido di sodio? Dare l'equazione di reazione corrispondente.
9) Fornisci tutti i metodi a te noti per ottenere questa sostanza.
10) Fornisci tutti i nomi di questa sostanza a te noti.
Quando rispondi a queste domande, puoi utilizzare qualsiasi letteratura di riferimento.