unde: K a – constanta de aciditate; K p este constanta de echilibru.
Acidul este mai puternic acolo, cu atât constanta de aciditate este mai mare. Valorile pKa sunt adesea folosite. Cu cât valoarea pKa este mai mică, cu atât acidul este mai puternic.
pK a = -lgK a
De exemplu, pKa al fenolului = 10, pKa al etanolului = 16. Aceasta înseamnă că fenolul este de șase ordine de mărime (de un milion de ori) acid mai puternic decât alcoolul etilic.
Bazicitatea poate fi exprimată în termeni de pK b .
RKb = 14 - pKA
Este important să ne amintim că pKa al apei este de 15,7. Toate substanțele care au pKa mai mare decât apa nu pot prezenta proprietăți acide în soluții apoase. Apa, ca acid mai puternic, inhibă disocierea acizilor mai slabi. Din moment ce majoritatea compusi organici proprietățile acide sunt exprimate de multe ori mai slab decât cele ale apei, a fost dezvoltată o abordare polarografică pentru evaluarea acidității lor (I.P. Beletskaya și colab.). Permite estimarea acidității până la pKa = 50, deși pentru acizii foarte slabi valorile pKa pot fi estimate doar foarte aproximativ.
O evaluare calitativă a acidității este extrem de importantă atât în seria de substanțe similare ca structură, cât și pentru compuși de diferite clase. Capacitatea unui acid de a dona un proton este legată de stabilitatea anionului rezultat. Cu cât anionul rezultat este mai stabil, cu atât mai puțină dorința sa de a capta protonul înapoi și de a se transforma într-o moleculă neutră. La evaluarea stabilității relative a unui anion trebuie luați în considerare mai mulți factori.
Natura unui atom care donează un proton. Cu cât un atom pierde mai ușor un proton, cu atât electronegativitatea și polarizabilitatea acestuia sunt mai mari. Prin urmare, într-o serie de acizi, capacitatea de a se disocia scade după cum urmează:
S-h>O-H>-N-h>C-H
Această serie se potrivește perfect cu proprietățile atomilor cunoscuți din tabelul periodic.
Influența mediului. Dacă se compară substanțe similare ca structură, evaluarea se realizează prin compararea densității electronilor pe atomul care a donat protonul. Toți factorii structurali care contribuie la o scădere a încărcăturii stabilizează anionul, în timp ce o creștere a încărcăturii îl destabilizează. Astfel, toți acceptorii cresc aciditatea, toți donatorii o scad.
Acest lucru se întâmplă indiferent de efectul transferului de electroni (inductiv sau mezomer) care provoacă redistribuirea densității electronilor.
efect de solvatare. Solvația (interacțiunea cu moleculele de solvent) crește stabilitatea anionului datorită redistribuirii densității electronilor în exces între anion și moleculele de solvent. În general, modelul este următorul:
Cu cât solventul este mai polar, cu atât solvația este mai puternică;
Cu cât ionul este mai mic, cu atât este mai bine solvatat.
Bazicitatea conform lui Brönsted este capacitatea unei substanțe de a-și furniza perechea de electroni pentru interacțiunea cu un proton. De regulă, acestea sunt substanțe care conțin atomi de azot, oxigen și sulf în moleculă.
Cu cât centrul de bază deține mai slab o pereche de electroni, cu atât bazicitatea este mai mare. Consecutiv
R3-N >R2O>R2S
basicitatea scade. Această secvență este ușor de reținut folosind regula mnemonică „NOS”.
Există o relație între bazele Brønsted: anionii sunt baze mai puternice decât moleculele neutre corespunzătoare. De exemplu, anionul hidroxid (-OH) este o bază mai puternică decât apa (H2O). Când o bază interacționează cu un proton, se pot forma cationi de oniu:
R30+ - cation oxoniu;
NR4+ - cation de amoniu;
· R3S + - cation sulfoniu.
O evaluare calitativă a bazicității în substanțe cu structură similară este efectuată folosind aceeași logică ca și evaluarea acidității, dar cu semnul opus.
Prin urmare, toți substituenții acceptori își reduc bazicitatea, toți substituenții donor își măresc bazicitatea.
Acizi și baze Lewis
Bazele Lewis sunt donatori de perechi de electroni, la fel ca bazele Brønsted.
Definiția lui Lewis pentru acizi diferă semnificativ de cea obișnuită (după Brönsted). Potrivit lui Lewis, un acid Lewis este orice moleculă sau ion care are un orbital liber, care poate fi umplut cu o pereche de electroni ca rezultat al interacțiunii. Dacă, potrivit lui Bronsted, un acid este un donor de protoni, atunci după Lewis, protonul însuși (H +) este un acid, deoarece orbitalul său este gol. Există o mulțime de acizi Lewis: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3 etc. Teoria lui Lewis permite ca multe reacții să fie descrise ca interacțiuni acido-bazice. De exemplu:
Adesea, în reacțiile cu acizii Lewis, compușii organici care sunt donatori ai unei perechi de electroni p participă ca baze:
În chimia organică sunt acceptate următoarele:
· dacă se folosește termenul „acid”, înseamnă acid Brønsted;
Dacă termenul „acid” este folosit în sensul lui Lewis, se spune „acid Lewis”.
Prelegerea #5
hidrocarburi
Alcani
· Serii omoloage, nomenclatură, izomerie, radicali alchil. Structura electronică a moleculelor de alcan, hibridizare sp 3, legătură s. Lungimile C-Cși legături C-H, unghiuri de legătură, energii de legătură. Izomeria spațială a substanțelor organice. Metode de reprezentare a structurii spațiale a moleculelor cu atomi de carbon hibridizați sp 3. Caracteristicile spectrale ale alcanilor. Proprietățile fizice ale alcanilor și modelele modificărilor lor în seria omoloagă.
Alcani (compuși aciclici saturați, parafine)
Alcanii sunt hidrocarburi cu un lanț deschis de atomi, corespunzătoare formulei C n H 2 n + 2, unde atomii de carbon sunt interconectați numai prin legături σ.
Termenul „saturat” înseamnă că fiecare carbon din molecula unei astfel de substanțe este asociat cu numărul maxim posibil de atomi (cu patru atomi).
Structura metanului este descrisă în detaliu în prelegerea nr. 2.
Izomerie, nomenclatură
Primii trei membri ai seriei omoloage (metan, etan și propan) există ca un izomer structural. Începând cu butan, numărul de izomeri crește rapid: pentanul are trei izomeri, iar decanul (C 10 H 22) are deja 75.
Metoda pH-metrului
Măsurătorile se efectuează în soluții diluate, luând coeficientul de activitate egal cu unu.
Dacă nu luăm în considerare reacția de autoprotoliză a apei, atunci ecuația echilibrului ionic din soluție apoasă acidul monobazic slab va avea următoarea formă:
HA + H 2 O = H 3 O + + A - X
Constanta de aciditate se exprimă astfel:
Mai mult, [c] = 1 mol/l
Dacă acidul este slab, atunci 
De aici ajungem
Se prepară soluții cu diferite concentrații inițiale de acid și se măsoară pH-ul acestora.
Construiți un grafic al pH-ului față de lg c HA. Din ecuația de mai sus rezultă că segmentul tăiat de o linie dreaptă pe axa y este egal cu 1/2рK kis.
Determinarea constantei de aciditate prin metoda potentiometrica
Pentru un acid monobazic
.
Pentru a determina, este necesar să se măsoare concentrația ionilor de hidroniu într-o soluție cu o concentrație cunoscută de acid. Ca electrod indicator, puteți utiliza un electrod din sticlă sau chinhidron, cum ar fi Ag | AgCl | KCl || H 3 O + , sat. x.g |Pt
Pentru a obține rezultate mai precise, o soluție de acid slab este titrată cu o soluție de NaOH, în timpul titrarii, se măsoară valoarea EMF a elementului și se calculează pH-ul.
Următoarele reacții au loc în sistem:
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
Putem presupune că x 1<< x 2 и x 1 << x 3 .
Ecuațiile de echilibru au forma: 
.
După cum sa arătat mai devreme
SECȚIUNEA 3. REGULARITĂȚI CINETICE ALE REACȚILOR SIMPLE
Cinetica chimică este o știință care studiază cursul unei reacții chimice sau al proceselor fizico-chimice în timp, aceasta este o ramură a chimiei fizice care studiază dependența vitezei unei reacții chimice de concentrația de reactivi, temperatură, proprietățile mediu, radiații și alți factori.
Clasificarea reacțiilor chimice
Din punctul de vedere al cineticii, există mai multe principii pentru clasificarea reacțiilor chimice:
1) în funcție de starea de agregare a participanților la reacție, toate reacțiile sunt împărțite în omogene și eterogene.
Reacții omogene când toți reactanții sunt în aceeași fază. Sunt:
a) fază gazoasă
b) fază lichidă
c) fază solidă
Reacții eterogene, când participanții la reacție sunt în faze diferite; reacția se desfășoară la limita de fază
2) conform specificului actului elementar
a) catalitic
b) necatalitic
c) fotochimic
d) electrochimic
e) lanț
3) după numărul de etape
a) simplu (etapa 1)
b) complex
4) prin reversibilitatea reacţiei
a) reversibil (bilateral)
b) ireversibile
Reacția este considerată ireversibilă dacă:
a) reacția produce un gaz
HCOOH → H2O + CO2
b) se formează un compus puțin solubil
AgNO 3 + KJ → AgJ↓ + KNO 3
c) se formează un compus cu disociere scăzută
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
d) se eliberează multă căldură
3Fe 3 O 4 + 8Al → 4Al 2 O 3 + 9Fe + ∆H
3.2. Reacții chimice elementare
Viteza reacțiilor chimice depinde de calea reacției. Această cale poate fi reprezentată ca o sumă de reacții chimice elementare.
O reacție elementară este un proces unidirecțional de conversie a unei componente în alta. Este un set de același tip de acte elementare de transformare chimică. Majoritatea reacțiilor chimice nu sunt elementare; ele cuprind mai multe etape elementare – reacţii complexe.
Mecanismul de reacție este un set de etape elementare.
Un reactant este un participant la o reacție chimică.
d ρ n k este o modificare infinitezimală a numărului de moli ai componentei kîn reacție elementară ρ
Dacă d ρ nk > 0 – produs de reacție
d ρ n k< 0 – materie prima
d ρ n k = 0 – substanță indiferentă
3.3. Viteza unei reacții chimice
Viteza unei reacții chimice este numărul de acte elementare ale unei transformări chimice de același tip care au loc pe unitatea de timp într-o unitate de volum sau pe unitate de suprafață.
Luați în considerare reacția:
t = 0 - numerele inițiale de alunițe
t ≠ 0 n A n B n C n D - numerele actuale de moli ξ =
(xi) ξ – adâncimea de reacție
La echilibrul care se stabilește într-o soluție de electrolit slab între molecule și ioni, se pot aplica legile echilibrului chimic și se pot nota expresia constantei de echilibru. De exemplu, pentru disocierea electrolitică (protoliza) acidului acetic, care se desfășoară sub acțiunea moleculelor de apă,
CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO -
constanta de echilibru are forma
Există două moduri de a scrie valoarea constantelor de aciditate și bazicitate. În prima metodă, valorile constantei și temperaturii sunt indicate pe aceeași linie după ecuația de reacție și o virgulă, de exemplu,
HF + H 2 O ↔ H 3 O + + F - , K k \u003d 6,67 10 -4 mol l -1 (25 ° С).
În a doua metodă, se înregistrează mai întâi valoarea constantei, iar apoi formele acide și bazice ale electrolitului, solventul (de obicei apă) și temperatura sunt date între paranteze:
K k \u003d 6,67 10 -4 (HF, F -, H2O, 25 ° C) mol l -1.
Constantele de aciditate și bazicitate depind de natura electrolitului, solventului, temperatură, dar nu depind de concentrația soluției. Ele caracterizează capacitatea unui anumit acid sau a unei anumite baze de a se descompune în ioni: cu cât valoarea constantei este mai mare, cu atât electrolitul se disociază mai ușor.
Acizii polibazici, precum și bazele de două sau mai multe metale valente, se disociază în trepte. Echilibre complexe se stabilesc în soluțiile acestor substanțe, în care participă ioni de diferite sarcini. De exemplu, disocierea acidului carbonic are loc în două etape:
H2C03 + H20↔ H3O + + HCO3-;
HCO 3 - + H 2 O ↔ H 3 O - + CO 3 2–.
Primul echilibru - primul pas al protolizei- caracterizată printr-o constantă de aciditate, notată cu K k1:
echilibru total
H 2 CO 3 + 2H 2 O ↔ 2H 3 O + + CO 3 2 -
corespunde constantei de aciditate totală K la:
| K k = |
Valorile K k, K k1 și K k2 sunt legate între ele prin relația:
K k \u003d K k1 K k2.
În cazul disocierii treptate a substanțelor, descompunerea în etapa următoare are loc întotdeauna într-o măsură mai mică decât în cea precedentă (în a doua este mai mică decât în prima etc.) Cu alte cuvinte, se observă următoarele inegalități:
K k > K k2 > K k3 și K 01 > K 02 > K 03. . .
Acest lucru se explică prin faptul că energia care trebuie cheltuită pentru a detașa un ion este minimă atunci când acesta este desprins dintr-o moleculă neutră și devine mai mare pe măsură ce se disociază de-a lungul fiecărei etape următoare.
Dacă notăm concentrația electrolitului care se descompune în doi ioni prin c in și gradul de disociere a acestuia în această soluție prin α, atunci concentrația fiecărui ioni va fi c în α, iar concentrația moleculelor nedisociate c în (1 - α). Atunci ecuația constantei de protoliză K k, ω (fie constanta de aciditate, fie constanta de bazicitate) ia forma:
Această ecuație exprimă legea diluției Ostwald. Face posibilă calcularea gradului de disociere la diferite concentrații de electroliți dacă este cunoscută constanta sa de disociere. Folosind această ecuație, se poate calcula și constanta de disociere a electrolitului, cunoscând gradul său de disociere la o concentrație dată.
Pentru soluțiile în care disocierea electrolitului este foarte mică, ecuația Ostwald este simplificată. Deoarece în astfel de cazuri α<<, то величиной α в знаменателе уравнения для К к,ω можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид.
Autoionizarea apei
Apa, chiar și după distilare repetată, își păstrează capacitatea de a conduce electricitatea. Această capacitate a apei se datorează autoionizării sale.
$2H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$
Constanta de echilibru termodinamic are forma:
Poza 1.
unde $a_X^(rel)=\frac(a_X^(equal))(a_X^0)$ este activitatea relativă a particulei $X$ în sistemul de echilibru;
$aX^(egal)$ - activitatea absolută a particulei $X$ în sistemul de echilibru;
$(a_x)^0$ - activitate absolută $X$ în starea termodinamică a sistemului.
Activitatea relativă a apei la echilibru este practic egală cu unitatea, deoarece gradul de reacție este foarte mic (dacă teoretic apa neionizată este luată ca stare standard.
Coeficienții de activitate ai ionilor $OH^-$ și $H_3O^+$ vor fi aproape de unitate în apa pură. Echilibrul reacției este puternic deplasat spre stânga. Activitățile relative ale $OH^-$ și $H_3O^+$ sunt practic egale cu concentrațiile lor molare. Unde
$(K_a)^0 \sim K_(auto) = $
unde $ și $ sunt concentrații molare;
$K_(auto)$ - constantă autopropolis de apă egală cu $1,00\cdot 10^(-14) \ mol^2/l^2$ la $25^\circ \ C.$
În apa pură, concentrațiile de $ și $ vor fi egale, deci
$==\sqrt(10^(-14))=10^(-7)$ pentru $25^\circ \ C.$
Pentru ușurință de calcul, concentrația este indicată ca un logaritm negativ, notat cu $pH$:
$pH=-lg$
Valorile $pH$ pentru apa pură sunt $7$, în soluții acide $pH $7$.
Disocierea acidului și constanta de aciditate
Pentru acidul $AH$, disocierea poate fi exprimată prin ecuația:
$AH + H_2O ↔ A^- + H_3O^+$
În stare de echilibru, densitatea relativă a apei se modifică nesemnificativ la trecerea de la un acid la altul, iar cu o diluție infinită se apropie de zero. Prin urmare, se utilizează constanta de aciditate termodinamică $K_a^0$ ($AH$).
Raportul coeficienților de activitate este același pentru toți acizii și este egal cu unu dacă procesele decurg în soluții diluate.
Apoi, într-o soluție apoasă diluată, constanta de aciditate $Ka (AH$) este utilizată ca măsură a tăriei acidului, care poate fi determinată prin formula:
$Ka (AH)=\frac()()$
Formula afișează concentrația molară a particulelor la o temperatură fixă $(25^\circ \ C)$ în starea de echilibru.
Cu cât constanta de aciditate este mai mare, cu atât este mai mare gradul de disociere, cu atât acidul este mai puternic. Pentru calculele și caracteristicile acidității se folosește logaritmul negativ al constantei de aciditate $pKa$.
$pKa (AH)= -lgKa (AH)$
Cu cât valoarea constantei de aciditate este mai mare, cu atât acidul este mai slab.
Valoarea constantei de aciditate este egală cu valoarea $pH$ a soluției la care acidul va fi ionizat la jumătate:
$pKa (AH) = pH - lg \frac()()$
Valoarea care caracterizează aciditatea moleculelor de apă într-o soluție apoasă este:
$Ka=\frac()()=\frac(Ka_(auto))()=\frac(10^(-14))(55.5)$
Astfel, la o temperatură de $25^\circ C$, $pKa (H_2O) = 15,7$. Această valoare caracterizează aciditatea moleculelor de apă în soluție.
Pentru ionul hidroxoniu $pKa (H_3O^+) = pK_(auto) - pKa = 14-15.7 = -1.7.$
Valorile $pKa$ sunt date tabelare. Cu toate acestea, pentru acizii cu $pKa 0$ datele din tabel vor fi inexacte.
Este posibil să se determine constantele de aciditate din apă prin măsurarea directă a concentrațiilor de $A^-$ și $AH$ numai atunci când disocierea acidă are loc cel puțin într-o oarecare măsură, chiar abia sesizabilă.
Dacă acidul este foarte slab, care practic nu se disociază, atunci concentrația de $A^-$ nu poate fi măsurată cu precizie. Dacă, dimpotrivă, acidul este atât de puternic încât se disociază aproape complet, atunci este imposibil să se măsoare concentrația de $AH$. În acest caz, se vor folosi metode indirecte de determinare a acidității.
Constanta de ionizare a bazei
Pentru a exprima constanta de disociere a unei baze în apă, folosim ecuația:
$B + H_2O ↔ BH^+ + OH^-$
Constanta de bazicitate este:
$Kb=\frac()([B])$
Recent, constantele de bazicitate practic nu sunt folosite în calcule, deoarece constanta de aciditate a acidului conjugat poate fi folosită pentru a obține toate informațiile necesare despre baza $BH^+.$
$BH^+ + H_2O ↔ B + H_3O^+$
$Ka (BH^+) = \frac([B])()$
Constanta de aciditate a unui acid va fi o măsură a puterii:
- $AH$ sau $BH^+$ ca donatori de protoni;
- $A^-$ sau $B$ ca acceptori de protoni;
- unui acid puternic $AH$ sau $BH^+$ corespunde unei baze conjugate slabe $A^-$ sau $B$, iar atunci $pKa$ este mic sau negativ;
- unei baze puternice $A^-$ sau $B$ corespunde unui acid slab $AH$ sau $BH^+$ iar constanta de aciditate va fi pozitivă
Este posibilă măsurarea directă a tăriei acizilor sau bazelor numai într-un interval restrâns de $pKa (BH^+).$ În afara intervalului, bazicitatea va fi determinată prin metode indirecte. Valorile $pka (BH^+)$ în afara intervalului $-2$ până la $17$ vor fi inexacte.
Corelația dintre structura și puterea acizilor
Forța relativă a acizilor poate fi prezisă pe baza naturii atomului central și a structurii moleculei de acid.
Puterea acidului fără oxigen $HX$ și $H_2X$ (unde $X$ este halogen) este cu atât mai mare, cu cât legătura $X-H$ este mai slabă, adică cu atât raza atomului $X$ este mai mare.
În seriile $HF - HCl - HBr - HI$ și $H_2S - H_2Se - H_2Te$, puterea acizilor crește.
Pentru acizii care conțin oxigen, cu cât valoarea lui m în compusul $E(OH)nOm$ este mai puternică, cu atât acidul este mai puternic.
Capitolul 20
20.1. Legea maselor care actioneaza
Te-ai familiarizat cu legea acțiunii masei studiind echilibrul reacțiilor chimice reversibile (Capitolul 9 § 5). Amintiți-vă că la o temperatură constantă pentru o reacție reversibilă
A A+ b B d D+ f Flegea acțiunii în masă este exprimată prin ecuație
Știți că atunci când se aplică legea acțiunii în masă, este important să știți în ce stare de agregare se află substanțele care participă la reacție. Dar nu numai atât: numărul și raportul fazelor dintr-un sistem chimic dat sunt importante. După numărul de faze, reacțiile sunt împărțite în homofazic, Și heterofaza. Dintre cele heterofazice, fază solidă reactii.
| Reacție omofazică O reacție chimică în care toți participanții sunt în aceeași fază. |
O astfel de fază poate fi un amestec de gaze (fază gazoasă) sau o soluție lichidă (fază lichidă). În acest caz, toate particulele care participă la reacție (A, B, D și F) au capacitatea de a efectua mișcare haotică independent una de cealaltă, iar reacția reversibilă are loc pe întregul volum al sistemului de reacție. Evident, astfel de particule pot fi fie molecule de substanțe gazoase, fie molecule sau ioni care formează un lichid. Exemple de reacții homofază reversibile sunt reacțiile de sinteză a amoniacului, arderea clorului în hidrogen, reacția dintre amoniac și hidrogen sulfurat într-o soluție apoasă etc.
Dacă cel puțin o substanță care participă la reacție se află într-o fază diferită de restul substanțelor, atunci reacția reversibilă are loc numai la interfață și se numește reacție heterofază.
| reacție heterofazică- o reacție chimică, ai cărei participanți se află în diferite faze. |
Reacțiile heterofazice reversibile includ reacții care implică substanțe gazoase și solide (de exemplu, descompunerea carbonatului de calciu), substanțe lichide și solide (de exemplu, precipitarea dintr-o soluție de sulfat de bariu sau reacția zincului cu acid clorhidric), precum și substanțe gazoase și substanțe lichide.
Un caz special de reacții heterofazice sunt reacțiile în fază solidă, adică reacțiile în care toți participanții sunt solide.
De fapt, ecuația (1) este valabilă pentru orice reacție reversibilă, indiferent căreia dintre grupurile enumerate îi aparține. Dar într-o reacție heterofază, concentrațiile de echilibru ale substanțelor într-o fază mai ordonată sunt constante și pot fi combinate într-o constantă de echilibru (vezi Capitolul 9 § 5).
Deci, pentru o reacție heterofază
A A g+ b B cr d D r+ f F crlegea acţiunii în masă va fi exprimată prin relaţia
Tipul acestui raport depinde de substanțele care participă la reacție sunt în stare solidă sau lichidă (lichid, dacă restul substanțelor sunt gaze).
În expresiile legii acțiunii masei (1) și (2), formulele moleculelor sau ionilor din paranteze pătrate înseamnă concentrația de echilibru a acestor particule într-un gaz sau soluție. În acest caz, concentrațiile nu trebuie să fie mari (nu mai mult de 0,1 mol/l), deoarece aceste rapoarte sunt valabile numai pentru gazele ideale și soluțiile ideale. (La concentrații mari, legea acțiunii masei rămâne valabilă, dar în loc de concentrare trebuie să se folosească o altă mărime fizică (așa-numita activitate), care ține cont de interacțiunile dintre particulele de gaz sau soluții. Activitatea nu este proporțională cu concentrația. ).
Legea acțiunii în masă este aplicabilă nu numai pentru reacțiile chimice reversibile, dar și multe procese fizice reversibile se supun acesteia, de exemplu, echilibrul interfacial al substanțelor individuale în timpul tranziției lor de la o stare de agregare la alta. Deci, procesul reversibil de evaporare - condensare a apei poate fi exprimat prin ecuație
H2O din H2O g
Pentru acest proces, putem scrie ecuația constantei de echilibru:
Raportul rezultat confirmă, în special, afirmația cunoscută de fizică că umiditatea aerului depinde de temperatură și presiune.
20.2. Constanta de autoprotoliza (produs ionic)
O altă aplicație a legii acțiunii în masă cunoscută de dumneavoastră este descrierea cantitativă a autoprotolizei (Capitolul X § 5). Știți că apa pură este în echilibru homofazat?
2H 2 OH 3 O + + OH -
pentru o descriere cantitativă a căreia puteți folosi legea acțiunii în masă, a cărei expresie matematică este constantă de autoprotoliză(produs ionic) al apei
Autoprotoliza este caracteristică nu numai pentru apă, ci și pentru multe alte lichide, ale căror molecule sunt interconectate prin legături de hidrogen, de exemplu, pentru amoniac, metanol și fluorură de hidrogen:
| 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - | K(NH3) = 1,91. 10 –33 (la –50 o С); |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | K(CH30H) = 4,90. 10–18 (la 25 o C); |
| 2HF H 2 F + + F - | K(HF) = 2,00. 10–12 (la 0 o C). |
Pentru acestea și multe alte substanțe sunt cunoscute constante de autoprotoliză, care sunt luate în considerare la alegerea unui solvent pentru diferite reacții chimice.
Simbolul folosit adesea pentru a desemna constanta de autoprotoliză este K S.
Constanta de autoprotoliza nu depinde de teoria în care este considerată autoprotoliza. Valorile constantelor de echilibru, dimpotrivă, depind de modelul acceptat. Vom verifica acest lucru comparând descrierea autoprotolizei apei conform teoriei protolitice (coloana din stânga) și conform teoriei învechite, dar încă utilizate pe scară largă a disocierii electrolitice (coloana din dreapta):
Conform teoriei disocierii electrolitice, s-a presupus că moleculele de apă se disociază (se descompun) parțial în ioni de hidrogen și ioni de hidroxid. Teoria nu a explicat nici motivele, nici mecanismul acestei „dezintegrari”. Denumirea „constantă de autoprotoliză” este de obicei folosită în teoria protolitică, iar „produs ionic” în teoria disocierii electrolitice.
20.3. Constantele de aciditate și bazicitate. Indicator de hidrogen
Legea acțiunii masei este folosită și pentru a cuantifica proprietățile acido-bazice ale diferitelor substanțe. În teoria protolitică, constantele de aciditate și bazicitate sunt utilizate pentru aceasta, iar în teoria disocierii electrolitice - constante de disociere.
Cum explica teoria protolitică proprietățile acido-bazice ale substanțelor chimice, știți deja (cap. XII § 4). Să comparăm această abordare cu abordarea teoriei disocierii electrolitice folosind exemplul unei reacții homofază reversibile cu apa acidului cianhidric HCN, un acid slab (în stânga - conform teoriei protolitice, în dreapta - conform teoriei de disociere electrolitică):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
KK(HCN) = K C. == 4,93. 10–10 mol/l |
HCN H + + CN –
Constanta de echilibru K C in acest caz se numeste constanta de disociere(sau constanta de ionizare), notat LAși este egală cu constanta de aciditate din teoria protolitică. K = 4,93. 10–10 mol/l |
Gradul de protoliză a unui acid slab () în teoria disocierii electrolitice se numește gradul de disociere(dacă această teorie consideră substanța dată ca un acid).
În teoria protolitică, pentru a caracteriza baza, puteți folosi constanta de bazicitate a acesteia sau vă puteți descurca cu constanta de aciditate a acidului conjugat. În teoria disocierii electrolitice, numai substanțele care se disociază în soluție în ioni de cationi și hidroxid erau considerate baze, prin urmare, de exemplu, s-a presupus că soluția de amoniac conține „hidroxid de amoniu”, iar mai târziu - hidrat de amoniac
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
K O (NH 3) \u003d K C .
= |
NH3. H2O NH4 + + OH -
Constanta de echilibru K C iar in acest caz se numeste constanta de disociere, notata LAși este egală cu constanta de bazicitate. K = 1,74. 10–5 mol/l Nu există un concept de acid conjugat în această teorie. Ionul de amoniu nu este considerat un acid. Mediul acid din soluțiile de săruri de amoniu se explică prin hidroliză. |
1,74. 10–5 mol/l
Și mai dificilă în teoria disocierii electrolitice este descrierea proprietăților de bază ale altor substanțe care nu conțin hidroxili, de exemplu, amine (metilamină CH 3 NH 2, anilina C 6 H 5 NH 2 etc.).
Pentru a caracteriza proprietățile acide și bazice ale soluțiilor, se utilizează o altă mărime fizică - valoare PH(notat cu pH, citiți „ph”). În cadrul teoriei disocierii electrolitice, indicele de hidrogen a fost determinat după cum urmează:
pH = –lg
O definiție mai precisă, ținând cont de absența ionilor de hidrogen în soluție și de imposibilitatea luării de logaritmi ai unităților de măsură:
pH = –lg()
Ar fi mai corect să numim această valoare „oxoniu”, și nu valoarea pH-ului, dar acest nume nu este folosit.
Este definit în mod similar cu hidrogenul indicele de hidroxid(notat cu pOH, citiți „pe oash”).
pOH = -lg()
Parantezele care denotă valoarea numerică a unei cantități în expresii pentru indicii de hidrogen și hidroxid nu sunt foarte des puse, uitând că este imposibil să se ia logaritmul mărimilor fizice.
Deoarece produsul ionic al apei este o valoare constantă nu numai în apa pură, ci și în soluțiile diluate de acizi și baze, indicii de hidrogen și hidroxid sunt interconectați:
K (H 2 O) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = -14
pH + pOH = 14
În apă pură = = 10–7 mol/l, prin urmare, pH = pOH = 7.
Într-o soluție acidă (într-o soluție acidă) există un exces de ioni de oxoniu, concentrația lor este mai mare de 10 -7 mol / l și, prin urmare, pH-ul< 7.
Într-o soluție de bază (soluție alcalină), dimpotrivă, există un exces de ioni de hidroxid și, în consecință, concentrația ionilor de oxoniu este mai mică de 10–7 mol/l; în acest caz pH > 7.
20.4. Constanta de hidroliza
În cadrul teoriei disocierii electrolitice, hidroliza reversibilă (hidroliza sărurilor) este considerată un proces separat, în timp ce cazurile de hidroliză se disting
- sărurile unei baze tare și ale unui acid slab
- săruri ale unei baze slabe și ale unui acid puternic și
- săruri ale unei baze slabe și ale unui acid slab.
Să luăm în considerare aceste cazuri în paralel în cadrul teoriei protolitice și în cadrul teoriei disocierii electrolitice.
Sare cu o bază tare și cu un acid slab
Ca prim exemplu, luați în considerare hidroliza KNO2, o sare a unei baze puternice și a unui acid monobazic slab.
| K+, NO2- și H20. NO 2 - este o bază slabă, iar H 2 O este un amfolit, prin urmare, este posibilă o reacție reversibilă NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, al cărui echilibru este descris de constanta de bazicitate a ionului nitrit și poate fi exprimat în termeni de constanta de aciditate a acidului azot: K o (NU 2 -) \u003d |
Când această substanță este dizolvată, se disociază ireversibil în ioni K + și NO 2 -: KNO 2 = K + + NO 2 - H2O H + + OH - Odată cu prezența simultană a ionilor H + și NO 2 - în soluție, are loc o reacție reversibilă H + + NO2 - HNO2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Echilibrul reacției de hidroliză este descris de constanta de hidroliză ( K h) și poate fi exprimat în termeni de constantă de disociere ( LA e) acid azotat: K h = Kc .
= |
După cum puteți vedea, în acest caz, constanta de hidroliză este egală cu constanta de bazicitate a particulei de bază.
În ciuda faptului că hidroliza reversibilă are loc numai în soluție, este complet „suprimată” atunci când apa este îndepărtată și, prin urmare, este imposibil să se obțină produsele acestei reacții, în cadrul teoriei disocierii electrolitice, hidroliza moleculară. ecuația se mai scrie:
KNO2 + H2O KOH + HNO2
Ca un alt exemplu, luați în considerare hidroliza Na 2 CO 3, o sare a unei baze puternice și a unui acid dibazic slab. Linia de raționament aici este exact aceeași. În cadrul ambelor teorii se obține o ecuație ionică:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
În cadrul teoriei protolitice, se numește ecuația de protoliză a ionilor de carbonat, iar în cadrul teoriei disocierii electrolitice, se numește ecuația ionică a hidrolizei carbonatului de sodiu.
Na2C03 + H20 NaHC03 + NaOH
Constanta de bazicitate a ionului carbonat în cadrul TED se numește constantă de hidroliză și se exprimă prin „constanta de disociere a acidului carbonic în a doua etapă”, adică prin constanta de aciditate a ionului hidrocarbonat.
De remarcat că în aceste condiţii, HCO3-, fiind o bază foarte slabă, practic nu reacţionează cu apa, deoarece posibila protoliză este suprimată prin prezenţa particulelor de bază foarte puternice, ionii de hidroxid, în soluţie.
Sare de bază slabă și acid tare
Luați în considerare hidroliza NH 4 Cl. În cadrul TED, este o sare a unei baze monoacide slabe și a unui acid puternic.
| În soluția acestei substanțe există particule: NH4+, CI- şi H20. NH 4 + este un acid slab, iar H 2 O este un amfolit, prin urmare, este posibilă o reacție reversibilă NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, al cărui echilibru este descris de constanta de aciditate a ionului de amoniu și poate fi exprimat în termeni de constanta de bazicitate a amoniacului: K K (NH 4 +) \u003d |
Când această substanță este dizolvată, se disociază ireversibil în ioni NH 4 + și Cl -: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - Apa este un electrolit slab și se disociază reversibil: H2O H + + OH - NH4 + + OH - NH3. H2O Adunând ecuațiile acestor două reacții reversibile și aducând termeni similari, obținem ecuația hidrolizei ionice NH4+ + H2ONH3. H2O+H+ Echilibrul reacției de hidroliză este descris de constanta de hidroliză și poate fi exprimat în termeni de constanta de disociere a hidratului de amoniac: K h = |
În acest caz, constanta de hidroliză este egală cu constanta de aciditate a ionului de amoniu. Constanta de disociere a hidratului de amoniac este egală cu constanta de bazicitate a amoniacului.
Ecuația moleculară a hidrolizei (în cadrul TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCI
Un alt exemplu de reacție de hidroliză a sărurilor de acest tip este hidroliza ZnCl2.
| Într-o soluție a acestei substanțe există particule: Zn2+ aq, CI- şi H20. Ionii de zinc sunt acvacații 2+ și sunt acizi cationici slabi, iar H2O este un amfolit, prin urmare, este posibilă o reacție reversibilă 2= + H 2 O + + H 3 O + , al cărui echilibru este descris de constanta de aciditate a acvației de zinc și poate fi exprimat în termeni de constanta de bazicitate a ionului triaquahidroxozinc: K K ( 2+ ) = = | Când această substanță este dizolvată, se disociază ireversibil în ioni Zn 2+ și Cl -: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - Apa este un electrolit slab și se disociază reversibil: H2O H + + OH - Odată cu prezența simultană a ionilor OH - și Zn 2+ în soluție, are loc o reacție reversibilă Zn2+ + OH - ZnOH + Adunând ecuațiile acestor două reacții reversibile și aducând termeni similari, obținem ecuația hidrolizei ionice Zn2+ + H2O ZnOH + + H + Echilibrul reacției de hidroliză este descris de constanta de hidroliză și poate fi exprimat în termenii „constantei de disociere a hidroxidului de zinc în a doua etapă”: K h = |
Constanta de hidroliză a acestei săruri este egală cu constanta de aciditate a acvației de zinc, iar constanta de disociere a hidroxidului de zinc în a doua etapă este egală cu constanta de bazicitate a ionului +.
Ionul .+ este un acid mai slab decât ionul 2+, prin urmare practic nu reacționează cu apa, deoarece această reacție este suprimată datorită prezenței ionilor de oxoniu în soluție. În cadrul TED, această afirmație sună astfel: „hidroliza clorurii de zinc în a doua etapă practic nu merge”.
Ecuația moleculară a hidrolizei (în cadrul TED):
ZnCl2 + H2O Zn(OH)CI + HCI.
Sare de bază slabă și acid slab
Cu excepția sărurilor de amoniu, astfel de săruri sunt în general insolubile în apă. Prin urmare, să luăm în considerare acest tip de reacții folosind cianura de amoniu NH 4 CN ca exemplu.
| În soluția acestei substanțe există particule: NH4+, CN- şi H20. NH 4 + este un acid slab, CN - este o bază slabă și H 2 O este un amfolit, prin urmare, astfel de reacții reversibile sunt posibile: NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , (1) CN- + H2O HCN + OH-, (2) NH4 + + CN - NH3 + HCN. (3) Ultima reacție este de preferat, deoarece în ea, spre deosebire de primele două, se formează atât un acid slab, cât și o bază slabă. Această reacție are loc în mod predominant atunci când cianura de amoniu este dizolvată în apă, dar este imposibil să se detecteze acest lucru prin modificarea acidității soluției. O ușoară alcalinizare a soluției se datorează faptului că a doua reacție este încă ceva mai preferată decât prima, deoarece constanta de aciditate a acidului cianhidric (HCN) este mult mai mică decât constanta de bazicitate a amoniacului. Echilibrul în acest sistem este caracterizat prin constanta de aciditate a acidului cianhidric, constanta de bazicitate a amoniacului și constanta de echilibru a celei de-a treia reacții:
Exprimăm din prima ecuație concentrația de echilibru a acidului cianhidric, iar din a doua ecuație - concentrația de echilibru a amoniacului și înlocuim aceste cantități în a treia ecuație. Drept urmare, obținem
|
Când această substanță este dizolvată, se disociază ireversibil în ioni NH 4 + și CN -: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - Apa este un electrolit slab și se disociază reversibil: H2O H + + OH - Odată cu prezența simultană a ionilor OH - și NH 4 + în soluție, are loc o reacție reversibilă NH4 + + OH - NH3. H2O Și cu prezența simultană a ionilor H + și CN -, are loc o altă reacție reversibilă Adăugând ecuațiile acestor trei reacții reversibile și aducând termeni similari, obținem ecuația hidrolizei ionice NH4++ + CN- + H20NH3. H2O + HCN Forma constantei de hidroliză în acest caz este următoarea: K h = Și poate fi exprimat în termeni de constanta de disociere a hidratului de amoniac și constanta de disociere a acidului cianhidric: K h = |
Ecuația moleculară a hidrolizei (în cadrul TED):
NH4CN + H2ONH3. H2O + HCN
20.5. Constanta de solvație (produs de solubilitate)
Procesul de dizolvare chimică a unui solid în apă (și nu numai în apă) poate fi exprimat printr-o ecuație. De exemplu, în cazul dizolvării clorurii de sodiu:
NaCl cr + ( n+m)H2O = + + -
Această ecuație arată în mod explicit că cel mai important motiv pentru dizolvarea clorurii de sodiu este hidratarea ionilor Na + și Cl -.
Într-o soluție saturată se stabilește un echilibru heterofazic:
NaCl cr + ( n+m)H2O + + - ,
care se supune legii acţiunii în masă. Dar, deoarece solubilitatea clorurii de sodiu este destul de semnificativă, expresia constantei de echilibru în acest caz poate fi scrisă numai folosind activitățile ionilor, care sunt departe de a fi întotdeauna cunoscute.
În cazul echilibrului într-o soluție dintr-o substanță slab solubilă (sau practic insolubilă), expresia constantei de echilibru într-o soluție saturată poate fi scrisă folosind concentrațiile de echilibru. De exemplu, pentru echilibru într-o soluție saturată de clorură de argint
AgCl cr + ( n+m)H2O + + -
Deoarece concentrația de echilibru a apei într-o soluție diluată este aproape constantă, putem scrie
KG (AgCl) = K C . n+m = .
Același simplificat
K G (AgCl) = sau K G(AgCl) =
Valoarea rezultată ( K D) este numit constante de hidratare(în cazul oricăror soluții apoase și nu numai - constante de solvatare).
În cadrul teoriei disocierii electrolitice, echilibrul într-o soluție de AgCl se scrie după cum urmează:
AgCl cr Ag + + Cl –
Se numește constanta corespunzătoare produs de solubilitate si se noteaza prin literele PR.
PR(AgCl) =
În funcție de raportul dintre cationi și anioni din unitatea de formulă, expresia constantei de solvație (produsul de solubilitate) poate fi diferită, de exemplu:
Valorile constantelor de hidratare (produși de solubilitate) ale unor substanțe slab solubile sunt date în Anexa 15.
Cunoscând produsul de solubilitate, este ușor de calculat concentrația unei substanțe într-o soluție saturată. Exemple:
1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-
PR (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.
Dacă, în timpul unei reacții chimice, în soluție apar ioni care fac parte dintr-o substanță slab solubilă, atunci, cunoscând produsul de solubilitate al acestei substanțe, este ușor de determinat dacă va precipita.
Exemple:
1. Va precipita hidroxidul de cupru atunci când se adaugă 100 ml de soluție de hidroxid de calciu 0,01 M la un volum egal de soluție de sulfat de cupru 0,001 M?
Cu 2+ + 2OH - Cu (OH) 2
Se formează un precipitat de hidroxid de cupru dacă produsul concentrațiilor ionilor Cu 2+ și OH - este mai mare decât produsul solubilității acestui hidroxid puțin solubil. După turnarea soluțiilor de volum egal, volumul total al soluției va deveni de două ori mai mare decât volumul fiecăreia dintre soluțiile inițiale, prin urmare, concentrația fiecărui reactanți (înainte de începerea reacției) se va înjumătăți. Concentrația în soluția rezultată a ionilor de cupru
c(Cu 2+) \u003d (0,001 mol / l): 2 \u003d 0,0005 mol / l.
Concentrația ionilor de hidroxid -
c (OH -) \u003d (2, 0,01 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l.
Produs de solubilitate al hidroxidului de cupru
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 .
Produsul de concentrație este mai mare decât produsul de solubilitate, deci se va forma un precipitat.
2. Va precipita sulfatul de argint la turnarea în volume egale de soluție de sulfat de sodiu 0,02 M și soluție de azotat de argint 0,04 M?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Concentrația în soluția rezultată a ionilor de argint
c (Ag +) \u003d (0,04 mol / l): 2 \u003d 0,02 mol / l.
Concentrația în soluția rezultată de ioni de sulfat
c(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l.
Produs de solubilitate al sulfatului de argint
PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10–5 mol 3 /l 3 .
Produsul concentrațiilor ionilor în soluție
{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 .
Produsul de concentrație este mai mic decât produsul de solubilitate, deci nu se formează precipitat.
20.6. Grad de conversie (grad de protoliză, grad de disociere, grad de hidroliză)
Eficiența reacției este de obicei evaluată prin calcularea randamentului produsului de reacție (Secțiunea 5.11). Cu toate acestea, eficiența reacției poate fi evaluată și prin determinarea ce parte a celei mai importante substanțe (de obicei cea mai scumpă) s-a transformat în produsul țintă al reacției, de exemplu, ce parte din SO 2 s-a transformat în SO 3 în timpul producției. de acid sulfuric, adică de a găsi gradul de conversie substanță originală.
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
clorul (reactivul) este transformat în mod egal în clorură de potasiu și hipoclorit de potasiu. În această reacție, chiar și cu un randament de 100% KClO, gradul de conversie a clorului în acesta este de 50%.
Cantitatea cunoscută de dvs. - gradul de protoliză (paragraful 12.4) - este un caz special al gradului de conversie:
În cadrul TED, sunt numite cantități similare gradul de disociere acizi sau baze (denumite și gradul de protoliză). Gradul de disociere este legat de constanta de disociere conform legii diluției Ostwald.
În cadrul aceleiași teorii, echilibrul hidrolizei se caracterizează prin gradul de hidroliză (h), folosind următoarele expresii referitoare la concentrația inițială a substanței ( din) și constantele de disociere ale acizilor slabi (K HA) și ale bazelor slabe formate în timpul hidrolizei ( K MOH):
Prima expresie este valabilă pentru hidroliza unei sări a unui acid slab, a doua pentru o sare a unei baze slabe, iar a treia pentru o sare a unui acid slab și a unei baze slabe. Toate aceste expresii pot fi utilizate numai pentru soluții diluate cu un grad de hidroliză de cel mult 0,05 (5%).
Legea acțiunii masei, reacții homofazice, reacții heterofazice, reacții în fază solidă, constantă de autoprotoliză (produs ionic), constantă de disociere (ionizare), grad de disociere (ionizare), indice de hidrogen, indice de hidroxid, constantă de hidroliză, constantă de solvație (produs de solubilitate), gradul de conversie.
- Enumerați factorii care modifică echilibrul chimic și modifică constanta de echilibru.
- Ce factori fac posibilă deplasarea echilibrului chimic fără a schimba constanta de echilibru?
- Este necesar să se pregătească o soluție care conține 0,5 moli NaCl, 0,16 moli KCl și 0,24 moli K2SO4 în 1 litru. Cum să faci asta, având la dispoziție doar clorură de sodiu, clorură de potasiu și sulfat de sodiu?
- Determinați gradul de protoliză a acizilor acetic, cianhidric și azotic în soluții decimolare, centomolare și milimolare.
- Gradul de protoliza acidului butiric într-o soluție 0,2 M este de 0,866%. Determinați constanta de aciditate a acestei substanțe.
- La ce concentrație a soluției va fi gradul de protoliză a acidului azot de 0,2?
- Câtă apă trebuie adăugată la 300 ml de soluție de acid acetic 0,2 M pentru a dubla gradul de protoliză acidă?
- Determinați gradul de protoliză a acidului hipocloros dacă în soluția sa pH = 6. Care este concentrația de acid în această soluție?
- pH-ul soluției este 3. Care ar trebui să fie concentrația a) acidului azotic, b) acidului acetic pentru aceasta?
- Cum ar trebui să se modifice concentrația a) ionilor de oxoniu, b) hidroxid într-o soluție, astfel încât pH-ul soluției să crească cu unu?
- Câți ioni de oxoniu sunt conținute în 1 ml de soluție la pH = 12?
- Cum se va schimba pH-ul apei dacă se adaugă 0,4 g de NaOH la 10 litri de ea?
- Calculați concentrațiile ionilor de oxoniu și hidroxid, precum și valorile indicilor de hidrogen și hidroxid în următoarele soluții apoase: a) soluție de HCl 0,01 M; b) soluţie 0,01 M de CH3COOH; c) soluţie de NaOH 0,001 M; d) Soluție 0,001 M de NH3.
- Folosind valorile produselor de solubilitate date în anexă, se determină concentrația și fracția masică a substanțelor dizolvate într-o soluție de a) clorură de argint, b) sulfat de calciu, c) fosfat de aluminiu.
- Determinați volumul de apă necesar pentru a dizolva sulfatul de bariu cântărind 1 g la 25 o C.
- Care este masa argintului sub formă de ioni într-un litru de soluție de bromură de argint saturată la 25 o C?
- Ce volum dintr-o soluție de sulfură de argint saturată la 25 o C conține 1 mg de dizolvat?
- Se formează un precipitat dacă se adaugă un volum egal de soluție de KCl 0,4 M la o soluție de Pb(NO 3) 2 0,05 M?
- Determinați dacă se va forma un precipitat după turnarea a 5 ml de soluție de CdCl 2 0,004 M și a 15 ml de soluție de KOH 0,003 M.
- Următoarele substanțe vă stau la dispoziție: NH 3 , KHS, Fe, Al(OH) 3 , CaO, NaNO 3 , CaCO 3 , N 2 O 5 , LiOH, Na 2 SO 4 . 10H20, Mg (OH)CI, Na, Ca (N02)2. 4H20, ZnO, Nal. 2H20, C02, N2, Ba(OH)2. 8H20, AgN03. Pentru fiecare dintre aceste substanțe, pe un card separat, răspundeți la următoarele întrebări:
1) Care este tipul de structură a acestei substanțe în condiții normale (moleculară sau nemoleculară)?
2) În ce stare de agregare se află această substanță la temperatura camerei?
3) Ce tip de cristale formează această substanță?
4) Descrieți legătura chimică din această substanță.
5) Cărei clase conform clasificării tradiționale aparține această substanță?
6) Cum interacționează această substanță cu apa? Dacă se dizolvă sau reacționează, dați ecuația chimică. Putem inversa acest proces? Dacă o facem, atunci în ce condiții? Ce mărimi fizice pot caracteriza starea de echilibru în acest proces? Dacă o substanță este solubilă, cum poate crește solubilitatea ei?
7) Este posibil să se efectueze reacția acestei substanțe cu acidul clorhidric? Daca se poate, in ce conditii? Dați ecuația reacției. De ce are loc această reacție? Este ea reversibilă? Dacă este reversibil, atunci în ce condiții? Cum să creșteți randamentul în această reacție? Ce se va schimba dacă folosim acid clorhidric uscat în loc de acid clorhidric? Dați ecuația reacției corespunzătoare.
8) Este posibil să se efectueze reacția acestei substanțe cu o soluție de hidroxid de sodiu? Daca se poate, in ce conditii? Dați ecuația reacției. De ce are loc această reacție? Este ea reversibilă? Dacă este reversibil, atunci în ce condiții? Cum să creșteți randamentul în această reacție? Ce se va schimba dacă se folosește NaOH uscat în loc de soluție de hidroxid de sodiu? Dați ecuația reacției corespunzătoare.
9) Oferă toate metodele cunoscute de tine pentru obținerea acestei substanțe.
10) Dați toate denumirile acestei substanțe cunoscute de dvs.
Când răspundeți la aceste întrebări, puteți utiliza orice literatură de referință.