الحموضة والقاعدية في الماء. توازن بروتوليتيك
29. ضعف الشوارد. ثابت الحموضة والقاعدية. قانون اوزوالد للتخفيف.
الإلكتروليتات الضعيفة عبارة عن مركبات كيميائية تنفصل جزيئاتها قليلاً ، حتى في المحاليل المخففة للغاية ، إلى أيونات في حالة توازن ديناميكي مع جزيئات غير مرتبطة. تشمل الإلكتروليتات الضعيفة معظم الأحماض العضوية والعديد من القواعد العضوية في المحاليل المائية وغير المائية.
الإلكتروليتات الضعيفة هي:
تقريبا جميع الأحماض العضوية والماء ؛
بعض الأحماض غير العضوية: HF و HClO و HClO 2 و HNO 2 و HCN و H 2 S و HBrO و H 3 PO 4 و H 2 CO 3 و H 2 SiO 3 و H 2 SO 3 وغيرها ؛
بعض هيدروكسيدات المعادن القابلة للذوبان بشكل ضئيل: Fe (OH) 3 ، Zn (OH) 2 ، إلخ.
ثابت تفكك الحمض (Ka) - ثابت التوازن لتفاعل تفكك الحمض إلى أيون الهيدروجين وأنيون بقايا الحمض. بالنسبة للأحماض متعددة القاعدة ، التي يحدث تفككها على عدة مراحل ، فإنها تعمل بثوابت منفصلة لمراحل مختلفة من التفكك ، تدل عليها على أنها K a1 ، K a2 ، إلخ.
مثال على حساب حمض الدياباسيك:
في كثير من الأحيان ، بدلاً من ثابت التفكك K نفسه ، يتم استخدام قيمة pK ، والتي يتم تعريفها على أنها اللوغاريتم العشري السالب للثابت نفسه:
القاعدة عبارة عن مركب كيميائي قادر على تكوين رابطة تساهمية مع بروتون (قاعدة برونستيد) أو بمدار شاغر لمركب كيميائي آخر (قاعدة لويس). بالمعنى الضيق ، تُفهم القواعد على أنها هيدروكسيدات أساسية - مواد معقدة ، أثناء تفككها في المحاليل المائية يتم فصل نوع واحد فقط من الأنيون - أيونات هيدروكسيد OH-.
تتيح نظرية Bronsted-Lowry تحديد قوة القواعد ، أي قدرتها على فصل البروتون عن الأحماض. يتم ذلك عادةً باستخدام ثابت القاعدية Kb - ثابت التوازن لتفاعل قاعدة مع حمض مرجعي ، يتم اختيار الماء من أجله. كلما زاد ثابت القاعدية ، زادت قوة القاعدة وزادت قدرتها على فصل البروتون. في كثير من الأحيان ، يتم التعبير عن ثابت القاعدية كمؤشر لثابت القاعدية pKb. على سبيل المثال ، بالنسبة للأمونيا كقاعدة برونزية ، يمكن للمرء أن يكتب:
قانون تخفيف أوستوالد هو علاقة تعبر عن اعتماد الموصلية الكهربائية المكافئة لمحلول مخفف من إلكتروليت ثنائي ضعيف على تركيز المحلول: 
هنا K هو ثابت تفكك المنحل بالكهرباء ، c هو التركيز ، و هي قيم الموصلية الكهربائية المكافئة ، على التوالي ، عند التركيز c وفي التخفيف اللانهائي. النسبة هي نتيجة لقانون العمل الجماعي والمساواة حيث α هي درجة التفكك.
30. الماء هو إلكتروليت ضعيف. المنتج الأيوني للماء. دكتوراه POh
المنتج الأيوني للماء هو نتاج تركيزات أيونات الهيدروجين H + وأيونات الهيدروكسيل OH في الماء أو في المحاليل المائية ، وهو ثابت التحلل الذاتي للماء.
الماء ، على الرغم من ضعف المنحل بالكهرباء ، إلا أنه يتفكك إلى حدٍ ما:
يتم إزاحة توازن هذا التفاعل بشدة إلى اليسار. يمكن حساب ثابت تفكك الماء بالصيغة التالية:
تركيز أيون الهيدرونيوم (بروتونات) ؛
تركيز أيونات الهيدروكسيد ؛
تركيز الماء (في شكل جزيئي) في الماء ؛
تركيز الماء في الماء ، نظرًا لدرجة تفككه المنخفضة ، ثابت عمليًا وهو (1000 جم / لتر) / (18 جم / مول) = 55.56 مول / لتر.
عند 25 درجة مئوية ، يكون ثابت تفكك الماء 1.8 10−16 مول / لتر. يمكن إعادة كتابة المعادلة (1) على النحو التالي:
دعونا نشير إلى المنتج K · \ u003d K в \ u003d 1.8 10 -16 mol / l 55.56 mol / l \ u003d 10-14 mol² / l² \ u003d (عند 25 درجة مئوية).
يسمى الثابت K in ، الذي يساوي ناتج تركيزات البروتونات وأيونات الهيدروكسيد ، بالمنتج الأيوني للماء. إنه ثابت ليس فقط للمياه النقية ، ولكن أيضًا للمحاليل المائية المخففة للمواد. مع زيادة درجة الحرارة ، يزداد تفكك الماء ، وبالتالي يزداد Kv أيضًا ، مع انخفاض درجة الحرارة ، والعكس صحيح.
مؤشر الهيدروجين ، الرقم الهيدروجيني - مقياس نشاط أيونات الهيدروجين في محلول ، والتعبير الكمي عن حموضته ، يتم حسابه على أنه لوغاريتم عشري سالب (يؤخذ مع الإشارة المعاكسة) لوغاريتم عشري لنشاط أيونات الهيدروجين ، معبراً عنه بالمولات لكل لتر:
أصبحت قيمة الأس الهيدروجيني المتبادلة أقل انتشارًا إلى حد ما - وهو مؤشر على أساس المحلول ، pOH ، يساوي اللوغاريتم العشري السالب للتركيز في محلول أيونات OH -:
ربط المعادلة:
وهكذا حسب هذه النظرية الحمض هو أي مادة تكون جزيئاتها (بما في ذلك الأيونات) قادرة على التبرع بالبروتون ، أي يكون متبرعا بالبروتون. القاعدة هي أي مادة تكون جزيئاتها (بما في ذلك الأيونات) قادرة على ربط البروتون ، أي يكون متقبلًا للبروتون ؛ أمفوليت هو أي مادة مانحة وقابلة للبروتونات.
تشرح هذه النظرية الخصائص الحمضية القاعدية ليس فقط للجزيئات المحايدة ، ولكن أيضًا للأيونات. يتحول الحمض ، الذي يتبرع بالبروتون ، إلى قاعدة مرتبطة بهذا الحمض. مفاهيم "الحمض" و "القاعدة" هي مفاهيم نسبية ، حيث أن نفس الجسيمات - الجزيئات أو الأيونات - يمكن أن تظهر الخصائص الأساسية والحمضية ، اعتمادًا على الشريك.
في حالة التوازن البروتيني ، تتشكل أزواج حمض-قاعدية. وفقًا لنظرية البروتون ، لا تعتبر تفاعلات التحلل المائي والتأين والتحييد ظاهرة خاصة ، ولكنها تعتبر الانتقال المعتاد للبروتونات من الحمض إلى القاعدة.
يتكون الجسيم أ بعد فصل أيون الهيدروجين
قيمه الحامضيه
الماء باعتباره إلكتروليتًا ضعيفًا يخضع للتأين إلى حدٍّ صغير:
H 2 O ↔ H + + OH -.
الأيونات في محلول مائي تخضع للترطيب (aq.)
يتميز الماء بالذبذبة الأولية. يتم وصف تفاعل التأين الذاتي (التحلل الذاتي) للماء ، والذي يمر خلاله بروتون من جزيء ماء (حمض) إلى جزيء ماء آخر (قاعدة) ، بالمعادلة:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH -.
ثابت التوازن للانحلال الذاتي للماء يساوي:
ينطبق قانون العمل الجماعي على ثابت التأين:
حيث أ هو النشاط.
للإيجاز ، نكتب بدلاً من H 3 O + في توازن القاعدة الحمضية
نظرًا لأن الماء في محلول بكميات كبيرة ويخضع للتأين إلى حد صغير ، يمكن ملاحظة أن تركيزه ثابت ويساوي 55.6 مول (1000 جم: 18 جم / مول \ u003d 56 مول) لكل لتر من الماء.
لذلك ، يكون ناتج K و (H 2 O) وتركيز الماء 1.8 10-16 مول / لتر 55.6 مول / لتر \ u003d 10-14 مول 2 / لتر 2. وبالتالي ، \ u003d 10-14 (عند 25 درجة مئوية) هي قيمة ثابتة ، يدل على كوودعا ثابت التحلل الذاتي للماء. في بعض الأحيان يستخدمون اسمًا قديمًا - المنتج الأيوني للماء.
الحلول التي يكون فيها تركيز أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد متماثلًا تسمى الحلول المحايدة = = 10 -7 مول / لتر. في المحاليل الحمضية> ،> 10-7 مول / لتر ، وفي القلوية> 10-7 مول / لتر.
من أجل التبسيط ، يتم أخذ قيمة الأس الهيدروجيني كأساس - اللوغاريتم العشري لتركيز أيونات الهيدروجين ، المأخوذ بعلامة معاكسة: pH \ u003d -lg.
حقائق مثيرة للاهتمام:
انتهاك حالة الايزوهيدريا (ثبات الأس الهيدروجيني) لوحظ في أمراض القلب والأوعية الدموية ، مع نقص التروية والسكري (تطور الحماض). يتم الحفاظ على التوازن الحمضي القاعدي عن طريق التنفس والتبول والتعرق. تعمل هذه الأنظمة ببطء ، ويتم إجراء التحييد الفوري للمنتجات الأيضية الحمضية والقلوية بواسطة أنظمة عازلة للجسم. يتم توفير حالة isohydria من خلال العمل المشترك لعدد من الآليات الفيزيائية والكيميائية والفسيولوجية. يتم توفير إجراء التخزين المؤقت من خلال الجمع بين العديد من موازنات الحالة الأولية.
يتم تحديد قوة الأحماض من خلال قدرتها على التبرع بالبروتون.مقياس هذه القدرة ثابت الحموضة (كا).
كلما زاد ثابت الحموضة ، كلما كان الحمض أقوى.على سبيل المثال ، حمض الأسيتيك أقوى من حمض الهيدروسيانيك ، حيث أن Ka (CH 3 COOH) \ u003d 1.74 10 -5 ، Ka (HCN) \ u003d 1 10 -9. لتسهيل العمليات الحسابية والتسجيل ، غالبًا ما يستخدمون ليس الثوابت نفسها ، ولكن اللوغاريتمات العشرية السالبة: pKa = -lgKa. يتم استدعاء قيمة pKa قوة الحمض.كلما زادت قيمة pKa ، كان الحمض أضعف.
تتبرع الأحماض القوية بالبروتون بالكامل تقريبًا لجزيئات الماء ، لذا فإن الحمض الموجود في المحلول هو في الواقع أيون الهيدرونيوم.
في هذا الصدد ، عند حساب الرقم الهيدروجيني لمحلول حمض أحادي القاعدة قوي ، فإن تركيز البروتونات يعادل تركيز الحمض
ج(H 3 O +) = ج(HB).
في محاليل الأحماض الضعيفة ، يكون تركيز أيونات الهيدرونيوم أقل بكثير من تركيز الحمض. يتم حسابها على أساس
يعطي كلا الجزأين من هذه المعادلة صيغة لحساب الرقم الهيدروجيني لمحاليل الأحماض الضعيفة: الرقم الهيدروجيني = 0.5 (pKa - lg ج(HB)).
أنواع تفاعلات التحلل.
MU "حلول" ص 52-55
التحلل الذاتي للماء. المنتج الأيوني للماء.حلول MU» صفحة 56
دائمًا ما يكون جزء صغير من جزيئات الماء في الحالة الأيونية ، على الرغم من أنه منحل بالكهرباء ضعيف جدًا. يوصف التأين والتفكك الإضافي للماء ، كما ذكرنا سابقًا ، من خلال معادلة تفاعل التحلل الأولي من عدم التناسب الحمضي القاعدي أو التحلل الذاتي.
الماء عبارة عن إلكتروليت ضعيف جدًا ، وبالتالي فإن الحمض المترافق الناتج والقاعدة المترافقة قويان. لذلك ، يتم تحويل توازن هذا التفاعل التحلل إلى اليسار.
ثابت هذا التوازن K يساوي =
القيمة الكمية لمنتج تركيز أيونات الماء × هي المنتج الأيوني للماء.
وهي تساوي: × = K يساوي. × 2 = 1 × 10-14
لذلك: K H 2O \ u003d × \ u003d 10-14 أو مبسطة K H 2O \ u003d × \ u003d 10-14
K H 2 O هو المنتج الأيوني للماء ، ثابت التحلل الذاتي للماء ، أو ببساطة ثابت الماء. K H 2 O يعتمد على درجة الحرارة. كلما ارتفعت درجة مئوية ، فإنها تزداد.
في الماء النقي كيميائياً = = = 1 × 10 - 7. هذه بيئة محايدة.
قد يكون هناك> في المحلول - الوسط حمضي أو< – среда щелочная
= ; =
قيمه الحامضيه
لتحديد حموضة المحاليل ، استخدم مؤشر تركيز أيون الهيدروجينالرقم الهيدروجيني.
مؤشر الهيدروجين هو قيمة مساوية للوغاريتم العشري السالب لتركيز أيونات الهيدروجين الحرة في محلول.
الرقم الهيدروجيني = - lg ⇒ = 10 - الرقم الهيدروجيني
في بيئة محايدة ، الرقم الهيدروجيني = 7
في درجة الحموضة الحمضية< 7
في درجة الحموضة القلوية> 7
لتوصيف أساسيات الوسط ، يتم استخدام مؤشر الهيدروكسيل pOH.
pOH \ u003d - lg [OH -] ⇒ [OH -] \ u003d 10 - pOH
pH + pOH = 14 Þ pH = 14 - pOH و pOH = 14 - pH
صيغ لحساب الأس الهيدروجيني لمحاليل الأحماض والقواعد.
الرقم الهيدروجيني = - lg
- أحماض قوية: \ u003d C (1 / z الأحماض)
احسب الرقم الهيدروجيني لمحلول حمض الهيدروكلوريك مع С (HCl) = 0.1 مول / لتر بشرط تفككه الكامل.
C (HCl) = 0.1 مول / لتر ؛ الرقم الهيدروجيني \ u003d - lg 0.1 \ u003d 1
2. القواعد القوية: [OH -] \ u003d C (1 / z bases)
احسب الرقم الهيدروجيني لمحلول هيدروكسيد الصوديوم تحت نفس الظروف.
C (هيدروكسيد الصوديوم) = 0.1 مول / لتر ؛ = = 10-13 ؛ الرقم الهيدروجيني \ u003d - lg 10-13 \ u003d 13
3. ضعف الأحماض
احسب الرقم الهيدروجيني لمحلول حمض الأسيتيك بتركيز مولاري 0.5 مول / لتر. إلى CH 3COOH = 1.8 × 10-5.
3 × 10 - 3
الرقم الهيدروجيني \ u003d - lg 3 × 10-3 = 2.5
4. ضعف القواعد
احسب الرقم الهيدروجيني لمحلول الأمونيا بتركيز مولاري قدره 0.2 مول / لتر.
K NH 3 \ u003d 1.76 × 10-5
1.88 × 10 - 3
0.53 × 10-11 ؛ الرقم الهيدروجيني \ u003d - lg 0.53 × 10-11 \ u003d 11.3
5. C (H +) \ u003d [H +] \ u003d 10 - الرقم الهيدروجيني
عند الرقم الهيدروجيني = 7 ، [H +] = 10-7
هناك طرق مختلفة لتحديد الرقم الهيدروجيني: باستخدام المؤشرات وأجهزة الشاردة.
قيمة الرقم الهيدروجيني للتفاعلات الكيميائية والعمليات الكيميائية الحيوية للجسم.
تتطلب العديد من التفاعلات من أجل المضي قدمًا في اتجاه معين قيمة pH محددة بدقة للوسيط.
عادة ، في الجسم السليم ، يكون رد فعل البيئة لمعظم السوائل البيولوجية قريبًا من الحياد.
الدم - 7.4
اللعاب - 6.6
عصير معوي - 6.4
الصفراء - 6.9
البول - 5.6
عصير المعدة: أ) عند الراحة - 7.3
ب) في حالة الهضم - 1.5-2
إن انحراف الأس الهيدروجيني عن القاعدة له قيمة تشخيصية (تحديد المرض) وإنذار (مسار المرض).
الحماض هو تحول في درجة الحموضة إلى الجانب الحمضي ، وانخفاض درجة الحموضة ، وزيادة تركيز أيونات الهيدروجين.
القلاء - تحول الأس الهيدروجيني إلى المنطقة القلوية ، ويزيد الرقم الهيدروجيني ، وينخفض تركيز أيونات الهيدروجين.
يؤدي الانحراف المؤقت لدرجة حموضة الدم عن القاعدة بمقدار أعشار إلى اضطرابات خطيرة في الجسم. يمكن أن تكون التقلبات المطولة في درجة الحموضة في الدم قاتلة. يمكن أن تكون الانحرافات في درجة الحموضة في الدم 6.8 - 8 ، والتغييرات خارج هذا الفاصل في أي اتجاه لا تتوافق مع الحياة.
اتزان البروتوليتي المجمعة والمعزولة.
عمليات التحلل البروتيني هي تفاعلات عكسية. تميل التوازن البروتيني نحو تكوين أحماض وقواعد أضعف. يمكن اعتبارها منافسة بين قواعد مختلفة القوة لامتلاك بروتون. يتحدثون عن توازنات منعزلة ومجمعة.
إذا كانت عدة توازنات موجودة في وقت واحد مستقلة عن بعضها البعض ، فيُسمى معزولة. لا يستلزم حدوث تحول في التوازن في أحدهما تغييرًا في موضع التوازن في الآخر.
إذا أدى التغيير في التوازن في أحدهما إلى تغيير التوازن في الآخر ، فإننا نتحدث عن التوازن المشترك (المترافق ، المتنافس). العملية السائدة في الأنظمة ذات التوازن المشترك هي العملية التي تتميز بقيمة أكبر لثابت التوازن.
ستكون العملية الثانية هي السائدة ، لأن ثابت توازنه أكبر من ثابت التوازن للعملية الأولى. يتم تحويل التوازن في العملية الثانية إلى اليمين إلى حد أكبر ، لأن ميثيل أمين هو قاعدة أقوى من الأمونيا ، NH 4 + حمض أقوى من CH 3 NH 3 +.
انتاج |: تقوم القاعدة الأقوى بقمع تأين القاعدة الأضعف. لذلك ، عند إضافة كمية صغيرة من حمض الهيدروكلوريك إلى خليط من الأمونيا والميثيلامين ، فإن الميثيلامين سيخضع بشكل أساسي للبروتون.
وأيضًا: أقوى حمض يثبط تأين الأحماض الضعيفة. لذلك ، حمض الهيدروكلوريك ، الموجود في عصير المعدة ، يمنع تأين حمض الأسيتيك (يأتي مع الطعام) أو حمض أسيتيل الساليسيليك (دواء).
______________________________________________________________
الفصل 20
20.1. قانون التمثيل الجماهيري
لقد تعرفت على قانون الفعل الجماعي من خلال دراسة توازن التفاعلات الكيميائية العكوسة (الفصل 9 § 5). تذكر أنه عند درجة حرارة ثابتة لتفاعل قابل للعكس
أأ + بب دد + F Fيتم التعبير عن قانون العمل الجماعي بالمعادلة
أنت تعلم أنه عند تطبيق قانون الفعل الجماعي ، من المهم أن تعرف في حالة تجميع المواد المشاركة في التفاعل. ولكن ليس هذا فقط: عدد ونسبة المراحل في نظام كيميائي معين مهم. وفقًا لعدد المراحل ، يتم تقسيم ردود الفعل إلى متماثل، و غير متجانسة.من بين متغاير الطور ، الحالة الصلبةتفاعلات.
| رد فعل متماثل الطورتفاعل كيميائي يكون فيه جميع المشاركين في نفس المرحلة. |
يمكن أن تكون هذه المرحلة خليطًا من الغازات (الطور الغازي) ، أو محلول سائل (الطور السائل). في هذه الحالة ، تتمتع جميع الجسيمات المشاركة في التفاعل (A و B و D و F) بالقدرة على أداء حركة فوضوية بشكل مستقل عن بعضها البعض ، ويستمر التفاعل القابل للانعكاس في كامل حجم نظام التفاعل. من الواضح أن هذه الجسيمات يمكن أن تكون إما جزيئات مواد غازية ، أو جزيئات أو أيونات تشكل سائلًا. أمثلة للتفاعلات المتجانسة القابلة للانعكاس هي تفاعلات تخليق الأمونيا ، واحتراق الكلور في الهيدروجين ، والتفاعل بين الأمونيا وكبريتيد الهيدروجين في محلول مائي ، إلخ.
إذا كانت هناك مادة واحدة على الأقل مشتركة في التفاعل في طور مختلف عن باقي المواد ، فإن التفاعل القابل للعكس يستمر فقط عند السطح البيني ويسمى تفاعل الطور غير المتجانس.
| تفاعل مغاير الطور- تفاعل كيميائي ، يكون المشاركون فيه في مراحل مختلفة. |
تشمل التفاعلات غير المتجانسة القابلة للعكس التفاعلات التي تشتمل على مواد غازية وصلبة (على سبيل المثال ، تحلل كربونات الكالسيوم) ، ومواد سائلة وصلبة (على سبيل المثال ، الترسيب من محلول كبريتات الباريوم أو تفاعل الزنك مع حمض الهيدروكلوريك) ، وكذلك الغازية و مواد سائلة.
حالة خاصة من تفاعلات الطور غير المتجانس هي تفاعلات المرحلة الصلبة ، أي التفاعلات التي يكون فيها جميع المشاركين مواد صلبة.
في الواقع ، المعادلة (1) صالحة لأي تفاعل قابل للعكس ، بغض النظر عن المجموعات المدرجة التي تنتمي إليها. ولكن في تفاعل غير متجانسة الطور ، تكون تركيزات توازن المواد في الطور الأكثر ترتيبًا ثوابت ويمكن دمجها في ثابت توازن (انظر الفصل 9 الفقرة 5).
لذلك ، لرد فعل غير متجانسة
أأ + ز بب كر دد ص + F F كرسيتم التعبير عن قانون العمل الجماهيري من خلال العلاقة
يعتمد نوع هذه النسبة على المواد المشاركة في التفاعل التي تكون في حالة صلبة أو سائلة (سائل ، إذا كانت بقية المواد غازات).
في تعبيرات قانون العمل الجماعي (1) و (2) ، تعني صيغ الجزيئات أو الأيونات بين قوسين مربعين تركيز التوازن لهذه الجسيمات في غاز أو محلول. في هذه الحالة ، يجب ألا تكون التركيزات كبيرة (لا تزيد عن 0.1 مول / لتر) ، لأن هذه النسب صالحة فقط للغازات المثالية والمحاليل المثالية. (في التركيزات العالية ، يظل قانون العمل الجماعي ساريًا ، ولكن بدلاً من التركيز ، يتعين على المرء استخدام كمية مادية أخرى (ما يسمى بالنشاط) ، والتي تأخذ في الاعتبار التفاعلات بين جزيئات الغاز أو المحاليل. النشاط لا يتناسب مع التركيز ).
ينطبق قانون الفعل الجماعي ليس فقط على التفاعلات الكيميائية القابلة للعكس ، ولكن العديد من العمليات الفيزيائية القابلة للعكس تخضع لها أيضًا ، على سبيل المثال ، التوازن البيني للمواد الفردية أثناء انتقالها من حالة التجميع إلى حالة أخرى. لذلك ، يمكن التعبير عن عملية التبخر القابلة للعكس - تكثيف الماء بواسطة المعادلة
H 2 O f H 2 O g
في هذه العملية ، يمكننا كتابة معادلة ثابت التوازن:
تؤكد النسبة الناتجة ، على وجه الخصوص ، التأكيد المعروف لك من الفيزياء أن رطوبة الهواء تعتمد على درجة الحرارة والضغط.
20.2. ثابت التحلل الذاتي (منتج أيوني)
تطبيق آخر لقانون العمل الجماعي معروف لك هو الوصف الكمي للانحلال الذاتي (الفصل العاشر الفقرة 5). هل تعلم أن الماء النقي في حالة توازن متجانس؟
2H 2 OH 3 O + + OH -
للحصول على وصف كمي يمكنك استخدام قانون الفعل الجماعي ، والذي يكون التعبير الرياضي عنه ثابت التحلل الذاتي(منتج أيون) من الماء
يعتبر التحلل الذاتي خاصية مميزة ليس فقط للمياه ، ولكن أيضًا للعديد من السوائل الأخرى ، والتي ترتبط جزيئاتها ببعضها البعض بواسطة روابط هيدروجينية ، على سبيل المثال ، للأمونيا والميثانول وفلوريد الهيدروجين:
| 2NH 3 NH 4 + NH 2 - | ك(NH 3) = 1.91. 10 - 33 (عند -50 درجة مئوية) ؛ |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | ك(CH 3 OH) = 4.90. 10-18 (عند 25 درجة مئوية) ؛ |
| 2HF H 2 F + + F - | ك(HF) = 2.00. 10-12 (عند 0 درجة مئوية). |
بالنسبة لهذه المواد والعديد من المواد الأخرى ، تُعرف ثوابت التحلل الذاتي ، والتي يتم أخذها في الاعتبار عند اختيار مذيب لتفاعلات كيميائية مختلفة.
غالبًا ما يستخدم الرمز للإشارة إلى ثابت التحلل الذاتي ك اس.
لا يعتمد ثابت التحلل الذاتي على النظرية التي يُنظر فيها إلى الانحلال الذاتي. على العكس من ذلك ، تعتمد قيم ثوابت التوازن على النموذج المقبول. سوف نتحقق من ذلك من خلال مقارنة وصف التحلل الذاتي للماء وفقًا لنظرية التحلل الأولي (العمود الأيسر) ووفقًا لنظرية التفكك الكهربي القديمة ، والتي لا تزال مستخدمة على نطاق واسع (العمود الأيمن):
وفقًا لنظرية التفكك الإلكتروليتي ، كان من المفترض أن جزيئات الماء تتفكك جزئيًا (تتحلل) إلى أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد. لم تشرح النظرية أسباب هذا "التفكك" ولا آلية ذلك. عادة ما يستخدم اسم "ثابت التحلل الذاتي" في نظرية التحلل الأولي ، و "المنتج الأيوني" في نظرية التفكك الإلكتروليتي.
20.3. ثوابت الحموضة والقاعدية. مؤشر الهيدروجين
يستخدم قانون العمل الجماعي أيضًا لتحديد الخصائص الحمضية القاعدية للمواد المختلفة. في نظرية التحلل الأولي ، يتم استخدام ثوابت الحموضة والقاعدية لهذا الغرض ، وفي نظرية التفكك الإلكتروليتي - ثوابت التفكك.
كيف تشرح نظرية التحلل الأولي الخصائص الحمضية القاعدية للمواد الكيميائية ، كما تعلمون بالفعل (الفصل الثاني عشر §4). دعنا نقارن هذا النهج مع نهج نظرية التفكك الإلكتروليتي في مثال تفاعل طور متجانس قابل للانعكاس مع ماء حمض الهيدروسيانيك HCN - حمض ضعيف (على اليسار - وفقًا لنظرية التحلل ، على اليمين - وفقًا للنظرية التفكك الإلكتروليتي):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN-
ك ك(HCN) = ك ج. == 4.93. 10-10 مول / لتر |
HCN H + CN -
توازن ثابت ك جفي هذه الحالة يسمى التفكك ثابت(أو ثابت التأين)، يعني لويساوي ثابت الحموضة في نظرية الحالة الأولية. ك = 4.93. 10-10 مول / لتر |
تسمى درجة التحلل الأولي لحمض ضعيف () في نظرية التفكك الإلكتروليتي درجة التفكك(فقط إذا اعتبرت هذه النظرية أن المادة المعينة حمض).
في نظرية التحلل الأولي ، لتوصيف القاعدة ، يمكنك استخدام ثابت قاعدتها ، أو يمكنك تجاوز ثابت الحموضة للحمض المترافق. في نظرية التفكك الإلكتروليتي ، تم اعتبار المواد التي تنفصل في المحلول إلى أيونات الكاتيون والهيدروكسيد قواعد ، لذلك ، على سبيل المثال ، تم افتراض أن محلول الأمونيا يحتوي على "هيدروكسيد الأمونيوم" ، وفيما بعد - هيدرات الأمونيا
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
K O (NH 3) \ u003d ك ج .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + OH -
توازن ثابت ك جوفي هذه الحالة يسمى ثابت التفكك المشار إليه لويساوي الثابت الأساسي. ك = 1.74. 10-5 مول / لتر لا يوجد مفهوم للحمض المترافق في هذه النظرية. لا يعتبر أيون الأمونيوم حمضًا. يفسر التحليل المائي البيئة الحمضية في محاليل أملاح الأمونيوم. |
1.74. 10-5 مول / لتر
أكثر صعوبة في نظرية التفكك الإلكتروليتي هو وصف الخصائص الأساسية للمواد الأخرى التي لا تحتوي على الهيدروكسيل ، على سبيل المثال ، الأمينات (ميثيل أمين CH 3 NH 2 ، أنيلين C 6 H 5 NH 2 ، إلخ).
لتوصيف الخصائص الحمضية والأساسية للحلول ، يتم استخدام كمية فيزيائية أخرى - قيمه الحامضيه(يُرمز إليه بالرقم الهيدروجيني ، ويُقرأ "الرقم الهيدروجيني"). في إطار نظرية التفكك الإلكتروليتي ، تم تحديد مؤشر الهيدروجين على النحو التالي:
الرقم الهيدروجيني = –lg
تعريف أكثر دقة ، مع الأخذ في الاعتبار عدم وجود أيونات الهيدروجين في المحلول واستحالة أخذ لوغاريتمات وحدات القياس:
الرقم الهيدروجيني = –lg ()
سيكون من الأصح تسمية هذه القيمة بـ "oxonium" ، وليس قيمة pH ، لكن هذا الاسم غير مستخدم.
يتم تعريفه بشكل مشابه للهيدروجين مؤشر الهيدروكسيد(يُرمز إليه بالرمز pOH ، ويُقرأ "pe oash").
pOH = -lg ()
غالبًا ما لا يتم وضع الأقواس المتعرجة التي تشير إلى القيمة العددية للكمية في تعبيرات مؤشرات الهيدروجين والهيدروكسيد ، متناسين أنه من المستحيل أخذ لوغاريتم الكميات الفيزيائية.
نظرًا لأن المنتج الأيوني للماء هو قيمة ثابتة ليس فقط في الماء النقي ، ولكن أيضًا في المحاليل المخففة للأحماض والقواعد ، فإن مؤشرات الهيدروجين والهيدروكسيد مترابطة:
K (H 2 O) \ u003d \ u003d 10-14 مول 2 / لتر 2
lg () = lg () + lg () = -14
الرقم الهيدروجيني + الرقم الهيدروجيني = 14
في الماء النقي = = 10-7 مول / لتر ، بالتالي ، الرقم الهيدروجيني = الأس الهيدروجيني = 7.
في محلول حمضي (في محلول حمضي) يوجد فائض من أيونات الأكسونيوم ، وتركيزها أكبر من 10-7 مول / لتر ، وبالتالي ، الرقم الهيدروجيني< 7.
في المحلول الأساسي (محلول قلوي) ، على العكس من ذلك ، هناك فائض من أيونات الهيدروكسيد ، وبالتالي يكون تركيز أيونات الأكسونيوم أقل من 10-7 مول / لتر ؛ في هذه الحالة ، الرقم الهيدروجيني> 7.
20.4. ثابت التحلل المائي
في إطار نظرية التفكك الإلكتروليتي ، يعتبر التحلل المائي العكسي (التحلل المائي للأملاح) عملية منفصلة ، بينما يتم تمييز حالات التحلل المائي
- أملاح ذات قاعدة قوية وحمض ضعيف
- أملاح ذات قاعدة ضعيفة وقوية الحمضية ، و
- أملاح ذات قاعدة ضعيفة وحمض ضعيف.
دعونا ننظر في هذه الحالات بالتوازي في إطار نظرية التحلل الأولي وفي إطار نظرية التفكك الإلكتروليتي.
ملح ذو قاعدة قوية وحمض ضعيف
كمثال أولي ، ضع في اعتبارك التحلل المائي لـ KNO 2 ، وهو ملح ذو قاعدة قوية وحمض أحادي القاعدة ضعيف.
| K + ، NO 2 - و H 2 O. NO 2 - قاعدة ضعيفة ، و H 2 O عبارة عن أمفوليت ، لذلك من الممكن حدوث رد فعل عكسي لا 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - ، يتم وصف توازنها بواسطة ثابت قاعدية أيون النتريت ويمكن التعبير عنها من حيث ثابت الحموضة لحمض النيتروز: K o (NO 2 -) \ u003d |
عندما يتم إذابة هذه المادة ، فإنها تتفكك بشكل لا رجوع فيه إلى K + و NO 2 - أيونات: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + OH - مع التواجد المتزامن لـ H + و NO 2 - أيونات في المحلول ، يحدث تفاعل عكسي H + + NO 2 - HNO 2 لا 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - يتم وصف توازن تفاعل التحلل المائي بواسطة ثابت التحلل المائي ( ك ح) ويمكن التعبير عنها بدلالة ثابت التفكك ( لهـ) حامض النيتروز: ك ح = كيه سي .
= |
كما ترى ، في هذه الحالة ثابت التحلل المائي يساوي ثابت القاعدة للجسيم الأساسي.
على الرغم من حقيقة أن التحلل المائي القابل للانعكاس يحدث فقط في المحلول ، إلا أنه يتم "كبته" تمامًا عند إزالة الماء ، وبالتالي ، من المستحيل الحصول على نواتج هذا التفاعل ، في إطار نظرية التفكك الإلكتروليتي ، التحلل الجزيئي المعادلة مكتوبة أيضًا:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
كمثال آخر ، ضع في اعتبارك التحلل المائي لـ Na 2 CO 3 ، وهو ملح ذو قاعدة قوية وحمض ثنائي القاعدة ضعيف. خط المنطق هنا هو نفسه تمامًا. في إطار كلتا النظريتين ، يتم الحصول على معادلة أيونية:
ثاني أكسيد الكربون 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
في إطار نظرية التحلل الأولي ، يطلق عليه معادلة التحلل الأولي لأيون الكربونات ، وفي إطار نظرية التفكك الإلكتروليتي ، يطلق عليه المعادلة الأيونية للتحلل المائي لكربونات الصوديوم.
Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH
يسمى ثابت القاعدة لأيون الكربونات في إطار TED ثابت التحلل المائي ويتم التعبير عنه من خلال "ثابت تفكك حمض الكربونيك في المرحلة الثانية" ، أي من خلال ثابت حموضة أيون الهيدروكربونات.
وتجدر الإشارة إلى أنه في ظل هذه الظروف ، فإن HCO3 - لكونه قاعدة ضعيفة جدًا ، لا يتفاعل عمليًا مع الماء ، حيث يتم قمع التحلل الأولي المحتمل من خلال وجود جزيئات قاعدية قوية جدًا ، أيونات الهيدروكسيد ، في المحلول.
ملح ذو قاعدة ضعيفة وحمض قوي
ضع في اعتبارك التحلل المائي لـ NH 4 Cl. في إطار TED ، إنه ملح ذو قاعدة أحادية حامضية ضعيفة وحمض قوي.
| يوجد في محلول هذه المادة جزيئات: NH 4 + ، Cl - و H 2 O. NH 4 + هو حمض ضعيف ، و H 2 O عبارة عن أمفوليت ، لذلك من الممكن حدوث تفاعل عكسي NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + ، يتم وصف توازنها بواسطة ثابت الحموضة لأيون الأمونيوم ويمكن التعبير عنها من حيث ثابت قاعدية الأمونيا: K K (NH 4 +) \ u003d |
عندما يتم إذابة هذه المادة ، فإنها تتفكك بشكل لا رجوع فيه إلى NH4 + و Cl - أيونات: NH 4 Cl \ u003d NH 4 + + Cl - الماء هو إلكتروليت ضعيف وينفصل بشكل عكسي: H 2 O H + OH - NH 4 + OH - NH 3. H2O بإضافة معادلات هذين التفاعلين القابل للعكس وإحضارهما لشروط متشابهة ، نحصل على معادلة التحلل المائي الأيوني NH 4 + H 2 O NH 3. H2O + H + يتم وصف توازن تفاعل التحلل المائي بواسطة ثابت التحلل المائي ويمكن التعبير عنه من خلال ثابت تفكك هيدرات الأمونيا: ك ح = |
في هذه الحالة ، ثابت التحلل المائي يساوي ثابت حموضة أيون الأمونيوم. ثابت تفكك هيدرات الأمونيا يساوي ثابت قاعدية الأمونيا.
المعادلة الجزيئية للتحلل المائي (في إطار TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + حمض الهيدروكلوريك
مثال آخر على تفاعل التحلل المائي للأملاح من هذا النوع هو التحلل المائي لـ ZnCl 2.
| يوجد في محلول هذه المادة جزيئات: Zn2 + عبد القدير، Cl - و H 2 O. أيونات الزنك عبارة عن أحماض 2+ وهي أحماض كاتيونية ضعيفة ، و H 2 O عبارة عن أمفوليت ، لذلك من الممكن حدوث تفاعل قابل للعكس 2 = + H 2 O + + H 3 O + ، التي يوصف توازنها من خلال ثابت الحموضة في ترسيخ الزنك ويمكن التعبير عنها من حيث الثابت الأساسي لأيون triaquahydroxozinc: ك ك (2+) = = | عندما يتم إذابة هذه المادة ، فإنها تتفكك بشكل لا رجوع فيه إلى Zn 2+ و Cl - أيونات: ZnCl 2 \ u003d Zn 2+ + 2Cl - الماء هو إلكتروليت ضعيف وينفصل بشكل عكسي: H 2 O H + OH - مع التواجد المتزامن لـ OH - و Zn 2+ أيونات في المحلول ، يحدث تفاعل عكسي Zn 2+ + OH - ZnOH + بإضافة معادلات هذين التفاعلين القابل للعكس وإحضارهما لشروط متشابهة ، نحصل على معادلة التحلل المائي الأيوني Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + يتم وصف توازن تفاعل التحلل المائي بواسطة ثابت التحلل المائي ويمكن التعبير عنه بعبارة "ثابت تفكك هيدروكسيد الزنك في المرحلة الثانية": ك ح = |
ثابت التحلل المائي لهذا الملح يساوي ثابت الحموضة في ترطيب الزنك ، وثابت تفكك هيدروكسيد الزنك في الخطوة الثانية يساوي ثابت قاعدية أيون +.
الأيون. في إطار TED ، يبدو هذا البيان كالتالي: "التحلل المائي لكلوريد الزنك في المرحلة الثانية عمليًا لا يذهب".
المعادلة الجزيئية للتحلل المائي (في إطار TED):
ZnCl 2 + H 2 O Zn (OH) Cl + HCl.
ملح ذو قاعدة ضعيفة وحمض ضعيف
باستثناء أملاح الأمونيوم ، فإن هذه الأملاح غير قابلة للذوبان في الماء بشكل عام. لذلك ، دعونا ننظر في هذا النوع من التفاعلات باستخدام سيانيد الأمونيوم NH 4 CN كمثال.
| يوجد في محلول هذه المادة جزيئات: NH 4 + ، CN - و H 2 O. NH 4 + هو حمض ضعيف ، CN - قاعدة ضعيفة ، و H 2 O عبارة عن ampholyte ، لذلك ، من الممكن حدوث تفاعلات عكسية: 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) يُفضل التفاعل الأخير ، لأنه ، على عكس النوعين الأولين ، يتكون كل من حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة. هذا هو التفاعل الذي يحدث في الغالب عند إذابة سيانيد الأمونيوم في الماء ، ولكن من المستحيل اكتشاف ذلك عن طريق تغيير حموضة المحلول. ترجع قلونة المحلول الطفيفة إلى حقيقة أن التفاعل الثاني لا يزال مفضلًا إلى حد ما أكثر من التفاعل الأول ، نظرًا لأن ثابت الحموضة لحمض الهيدروسيانيك (HCN) أقل بكثير من ثابت قاعدية الأمونيا. يتميز التوازن في هذا النظام بثابت الحموضة لحمض الهيدروسيانيك ، وثابت قاعدية الأمونيا ، وثابت التوازن للتفاعل الثالث:
نعبر من المعادلة الأولى عن تركيز توازن حمض الهيدروسيانيك ، ومن المعادلة الثانية - تركيز توازن الأمونيا واستبدال هذه الكميات في المعادلة الثالثة. نتيجة لذلك ، حصلنا على
|
عندما يتم إذابة هذه المادة ، فإنها تتفكك بشكل لا رجعة فيه إلى NH4 + وأيونات CN: NH 4 CN \ u003d NH 4 + + CN - الماء هو إلكتروليت ضعيف وينفصل بشكل عكسي: H 2 O H + OH - مع الوجود المتزامن لـ OH - و NH 4 + أيونات في المحلول ، يحدث تفاعل عكسي NH 4 + OH - NH 3. H2O ومع التواجد المتزامن لأيونات H + و CN ، يستمر تفاعل عكسي آخر بإضافة معادلات هذه التفاعلات العكوسة الثلاثة وإحضار مصطلحات متشابهة ، نحصل على معادلة التحلل المائي الأيوني NH 4 + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN يكون شكل ثابت التحلل المائي في هذه الحالة كما يلي: ك ح = ويمكن التعبير عنها بدلالة ثابت تفكك هيدرات الأمونيا وثابت تفكك حمض الهيدروسيانيك: ك ح = |
المعادلة الجزيئية للتحلل المائي (في إطار TED):
NH 4 CN + H 2 O NH 3. H2O + HCN
20.5. ثابت الذوبان (منتج الذوبان)
يمكن التعبير عن عملية الانحلال الكيميائي لمادة صلبة في الماء (وليس فقط في الماء) بواسطة معادلة. على سبيل المثال في حالة إذابة كلوريد الصوديوم:
كلوريد الصوديوم cr + ( ن+م) H 2 O = + + -
توضح هذه المعادلة صراحةً أن أهم سبب لتفكك كلوريد الصوديوم هو ترطيب أيونات الصوديوم والكلوريد.
في محلول مشبع ، يتم إنشاء توازن غير متجانسة:
كلوريد الصوديوم cr + ( ن+م) H 2 O + + - ،
الذي يطيع قانون العمل الجماهيري. ولكن ، نظرًا لأن قابلية ذوبان كلوريد الصوديوم مهمة جدًا ، لا يمكن كتابة التعبير عن ثابت التوازن في هذه الحالة إلا باستخدام أنشطة الأيونات ، والتي لا تُعرف دائمًا.
في حالة التوازن في محلول ضعيف الذوبان (أو مادة غير قابلة للذوبان عمليًا) ، يمكن كتابة التعبير عن ثابت التوازن في محلول مشبع باستخدام تركيزات التوازن. على سبيل المثال ، للتوازن في محلول مشبع من كلوريد الفضة
AgCl كر + ( ن+م) H 2 O + + -
نظرًا لأن تركيز توازن الماء في محلول مخفف ثابت تقريبًا ، يمكننا الكتابة
K G (AgCl) = ك ج . ن+م = .
نفس الشيء مبسط
K G (AgCl) = أو ك G (AgCl) =
القيمة الناتجة ( كد) اسمه ثوابت الترطيب(في حالة وجود أي محاليل ، وليس فقط المحاليل المائية - ثوابت الذوبان).
في إطار نظرية التفكك الإلكتروليتي ، تتم كتابة التوازن في محلول AgCl على النحو التالي:
AgCl cr Ag + + Cl -
يسمى الثابت المقابل حاصل الإذابةويشار إليه بالحرفين PR.
العلاقات العامة (AgCl) =
اعتمادًا على نسبة الكاتيونات والأنيونات في وحدة الصيغة ، يمكن أن يكون التعبير الخاص بثابت الذوبان (منتج قابلية الذوبان) مختلفًا ، على سبيل المثال:
ترد قيم ثوابت الإماهة (نواتج القابلية للذوبان) لبعض المواد ضعيفة الذوبان في الملحق 15.
بمعرفة منتج الذوبان ، من السهل حساب تركيز مادة في محلول مشبع. أمثلة:
1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-
PR (BaSO 4) \ u003d = 1.8. 10-10 مول 2 / لتر 2.
ج (BaSO4) = = = = 
= 1.34. 10-5 مول / لتر.
2. Ca (OH) 2cr Ca 2+ + 2OH-
العلاقات العامة \ u003d 2 \ u003d 6.3. 10-6 مول 3 / لتر 3.
2 العلاقات العامة = (2) 2 = 4 3
ج == 
= 
= 1.16. 10-2 مول / لتر.
إذا ظهرت أيونات ، أثناء تفاعل كيميائي ، في المحلول الذي يعد جزءًا من مادة ضعيفة الذوبان ، فعند معرفة منتج قابلية الذوبان لهذه المادة ، فمن السهل تحديد ما إذا كانت ستترسب.
أمثلة:
1. هل سيترسب هيدروكسيد النحاس عند إضافة 100 مل من محلول هيدروكسيد الكالسيوم 0.01 مولار إلى حجم متساوٍ من 0.001 مولار من محلول كبريتات النحاس؟
النحاس 2+ + 2 أوه - النحاس (أوه) 2
يتم تكوين راسب من هيدروكسيد النحاس إذا كان ناتج تركيزات Cu 2+ و OH - أيونات أكبر من ناتج قابلية ذوبان هذا الهيدروكسيد القابل للذوبان بشكل ضئيل. بعد صب المحاليل ذات الحجم المتساوي ، سيصبح الحجم الإجمالي للمحلول ضعف حجم كل من الحلول الأولية ، وبالتالي ، سينخفض تركيز كل من المواد المتفاعلة (قبل بدء التفاعل) إلى النصف. التركيز في المحلول الناتج من أيونات النحاس
ج (النحاس 2+) \ u003d (0.001 مول / لتر): 2 \ u003d 0.0005 مول / لتر.
تركيز أيونات الهيدروكسيد -
ج (OH -) \ u003d (2. 0.01 مول / لتر): 2 \ u003d 0.01 مول / لتر.
منتج قابلية الذوبان لهيدروكسيد النحاس
PR \ u003d 2 \ u003d 5.6. 10-20 مول 3 / لتر 3.
ج (نحاس 2+). ( ج(OH -)) 2 \ u003d 0.0005 مول / لتر. (0.01 مول / لتر) 2 = 5. 10-8 مول 3 / لتر 3.
منتج التركيز أكبر من منتج الذوبان ، لذلك سوف يتكون راسب.
2. هل ستترسب كبريتات الفضة عند صب كميات متساوية من محلول كبريتات الصوديوم 0.02 متر ومحلول نترات الفضة 0.04 متر؟
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
التركيز في المحلول الناتج من أيونات الفضة
ج (Ag +) \ u003d (0.04 مول / لتر): 2 \ u003d 0.02 مول / لتر.
التركيز في المحلول الناتج من أيونات الكبريتات
ج (SO 4 2-) \ u003d (0.02 مول / لتر): 2 \ u003d 0.01 مول / لتر.
منتج قابلية الذوبان لكبريتات الفضة
PR (Ag 2 SO 4) \ u003d 2. \ u003d 1.2. 10-5 مول 3 / لتر 3.
ناتج تركيزات الأيونات في المحلول
{ج(حج +)) 2. ج(SO 4 2-) \ u003d (0.02 مول / لتر) 2. 0.01 مول / لتر \ u003d 4. 10-6 مول 3 / لتر 3.
منتج التركيز أقل من منتج الذوبان ، لذلك لا يتم تشكيل أي راسب.
20.6. درجة التحويل (درجة التحلل الأولي ، درجة التفكك ، درجة التحلل المائي)
عادة ما يتم تقييم كفاءة التفاعل عن طريق حساب محصول ناتج التفاعل (القسم 5.11). ومع ذلك ، يمكن أيضًا تقييم كفاءة التفاعل من خلال تحديد الجزء الأكثر أهمية (عادةً الأغلى تكلفة) الذي تم تحويله إلى المنتج المستهدف للتفاعل ، على سبيل المثال ، أي جزء من SO 2 تحول إلى SO 3 أثناء الإنتاج من حامض الكبريتيك ، أي للعثور عليه درجة التحويلمادة أصلية.
Cl 2 + 2KOH \ u003d KCl + KClO + H 2 O
يتحول الكلور (الكاشف) بالتساوي إلى كلوريد البوتاسيوم وهيبوكلوريت البوتاسيوم. في هذا التفاعل ، حتى مع عائد 100٪ من KClO ، فإن درجة تحويل الكلور إليه هي 50٪.
الكمية المعروفة لك - درجة التحلل الأولي (الفقرة 12.4) - هي حالة خاصة لدرجة التحويل:
في إطار TED ، يتم استدعاء كميات مماثلة درجة التفككالأحماض أو القواعد (يشار إليها أيضًا بدرجة التحلل الأولي). ترتبط درجة التفكك بثابت التفكك وفقًا لقانون تخفيف أوستوالد.
في إطار نفس النظرية ، يتميز توازن التحلل المائي بـ درجة التحلل المائي (ح) ، أثناء استخدام العبارات التالية المتعلقة بالتركيز الأولي للمادة ( من) وثوابت تفكك الأحماض الضعيفة (K HA) والقواعد الضعيفة المتكونة أثناء التحلل المائي ( كوزارة الصحة):
التعبير الأول صالح للتحلل المائي لملح حمض ضعيف ، والثاني صالح لملح ذو قاعدة ضعيفة ، والثالث لملح حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة. يمكن استخدام كل هذه التعبيرات فقط للمحاليل المخففة بدرجة من التحلل المائي لا تزيد عن 0.05 (5٪).
قانون العمل الجماعي ، التفاعلات المتجانسة ، تفاعلات الطور غير المتجانس ، تفاعلات الطور الصلب ، ثابت التحلل الذاتي (المنتج الأيوني) ، ثابت التفكك (التأين) ، درجة التفكك (التأين) ، مؤشر الهيدروجين ، مؤشر الهيدروكسيد ، ثابت التحلل المائي ، ثابت الذوبان (منتج الذوبان) ، درجة التحويل.
- اكتب قائمة بالعوامل التي تغير التوازن الكيميائي وتغير ثابت التوازن.
- ما هي العوامل التي تجعل من الممكن تغيير التوازن الكيميائي دون تغيير ثابت التوازن؟
- من الضروري تحضير محلول يحتوي على 0.5 مول كلوريد الصوديوم و 0.16 مول كلوريد البوتاسيوم و 0.24 مول K 2 SO 4 في 1 لتر. كيف تفعل هذا ، مع وجود كلوريد الصوديوم وكلوريد البوتاسيوم وكبريتات الصوديوم تحت تصرفك فقط؟
- تحديد درجة التحلل الأولي لأحماض الخليك والهيدروسيانيك والنتريك في المحاليل العشرية والنتومولارية والمليمية.
- درجة التحلل الأولي لحمض الزبد في محلول 0.2 م هي 0.866٪. أوجد ثابت الحموضة لهذه المادة.
- في أي تركيز من المحلول ستكون درجة التحلل الأولي لحمض النيتروز 0.2؟
- ما هي كمية الماء التي يجب إضافتها إلى 300 مل من محلول حامض الخليك 0.2 مولاري لمضاعفة درجة التحلل الحمضي؟
- تحديد درجة التحلل الأولي لحمض هيبوكلوروس إذا كان الرقم الهيدروجيني = 6 في المحلول ، ما هو تركيز الحمض في هذا المحلول؟
- الرقم الهيدروجيني للمحلول هو 3. ما هو تركيز أ) حمض النيتريك ، ب) حمض الأسيتيك لهذا الغرض؟
- كيف يجب تغيير تركيز أيونات الأكسونيوم ، ب) أيونات الهيدروكسيد في المحلول بحيث يزداد الرقم الهيدروجيني للمحلول بمقدار واحد؟
- كم عدد أيونات الأكسونيوم الموجودة في 1 مل من المحلول عند الرقم الهيدروجيني = 12؟
- كيف سيتغير الرقم الهيدروجيني للماء إذا تمت إضافة 0.4 جرام من هيدروكسيد الصوديوم إلى 10 لترات منه؟
- احسب تركيزات أيونات الأكسونيوم وأيونات الهيدروكسيد ، وكذلك قيم مؤشرات الهيدروجين والهيدروكسيد في المحاليل المائية التالية: أ) محلول حمض الهيدروكلوريك 0.01 مولار ؛ ب) محلول 0.01 م من CH 3 COOH ؛ ج) 0.001 مولار محلول هيدروكسيد الصوديوم ؛ د) 0.001 مولار محلول NH 3.
- باستخدام قيم نواتج الذوبان الواردة في الملحق ، حدد التركيز والجزء الكتلي للمواد المذابة في محلول من أ) كلوريد الفضة ، ب) كبريتات الكالسيوم ، ج) فوسفات الألومنيوم.
- حدد حجم الماء المطلوب لإذابة كبريتات الباريوم التي تزن 1 جم عند 25 درجة مئوية.
- ما كتلة الفضة على شكل أيونات في لتر واحد من محلول بروميد الفضة المشبع عند 25 درجة مئوية؟
- ما حجم محلول كبريتيد الفضة مشبع عند 25 درجة مئوية يحتوي على 1 مجم من مادة مذابة؟
- هل يوجد شكل راسب إذا تمت إضافة حجم متساوٍ من 0.4 M من محلول KCl إلى محلول 0.05 M Pb (NO 3) 2؟
- حدد ما إذا كان الراسب سيتشكل بعد صب 5 مل من محلول 0.004 M CdCl 2 و 15 مل من محلول 0.003 M KOH.
- المواد التالية تحت تصرفك: 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. لكل من هذه المواد ، على بطاقة منفصلة ، أجب عن الأسئلة التالية:
1) ما هو نوع تركيب هذه المادة في الظروف العادية (الجزيئية أو غير الجزيئية)؟
2) في أي حالة تتجمع هذه المادة في درجة حرارة الغرفة؟
3) ما نوع البلورات التي تتكون منها هذه المادة؟
4) وصف الرابطة الكيميائية في هذه المادة.
5) إلى أي فئة حسب التصنيف التقليدي تنتمي هذه المادة؟
6) كيف تتفاعل هذه المادة مع الماء؟ إذا تذوب أو تفاعل ، أعط المعادلة الكيميائية. هل يمكننا عكس هذه العملية؟ إذا فعلنا ذلك ، فبأي شروط إذن؟ ما هي الكميات الفيزيائية التي يمكن أن تميز حالة التوازن في هذه العملية؟ إذا كانت المادة قابلة للذوبان فكيف تزيد قابليتها للذوبان؟
7) هل يمكن إجراء تفاعل هذه المادة مع حمض الهيدروكلوريك؟ إذا كان ذلك ممكنا ، في ظل أي شروط؟ أعط معادلة التفاعل. لماذا يحدث رد الفعل هذا؟ هل هي قابلة للعكس؟ إذا كان قابلاً للعكس ، فبأي شروط إذن؟ كيف تزيد المحصول في هذا التفاعل؟ ما الذي سيتغير إذا استخدمنا كلوريد الهيدروجين الجاف بدلاً من حمض الهيدروكلوريك؟ أعط معادلة التفاعل المقابلة.
8) هل يمكن إجراء تفاعل هذه المادة مع محلول هيدروكسيد الصوديوم؟ إذا كان ذلك ممكنا ، في ظل أي شروط؟ أعط معادلة التفاعل. لماذا يحدث رد الفعل هذا؟ هل هي قابلة للعكس؟ إذا كان قابلاً للعكس ، فبأي شروط إذن؟ كيف تزيد المحصول في هذا التفاعل؟ ما الذي سيتغير إذا تم استخدام NaOH جاف بدلاً من محلول هيدروكسيد الصوديوم؟ أعط معادلة التفاعل المقابلة.
9) أعط جميع الطرق المعروفة لديك للحصول على هذه المادة.
10) أعط جميع أسماء هذه المادة المعروفة لك.
عند الإجابة على هذه الأسئلة ، يمكنك استخدام أي مؤلفات مرجعية.
في الحالة العامة ، وفقًا لنظرية Bronsted-Lowry protolytic ، وفقًا للمعادلة (4.2) ، لدينا لتفكك حمض أحادي القاعدة ضعيف:
ثابت ديناميكي حراري حقيقي لهذا التوازن
حيث تكون جميع الأنشطة متوازنة. دعنا نمثل هذه النسبة بالشكل:
يشير ، كما في الحالة السابقة ، إلى حاصل ضرب ثابتين لو a (H 2 O) حتى (H 2 O) \ u003d const at تي =مقدار ثابت. ثم
أو ما يقرب من:
حيث تكون جميع التركيزات متوازنة. هنا القيمة ل لكنمسمى التفكك الحمضي (التأين) ثابت أو ببساطة ثابت الحموضة.
بالنسبة للعديد من الأحماض الضعيفة ، فإن القيم العددية ل لكنصغيرة جدًا ، لذا بدلاً من ل لكنتطبيق مؤشر القوة (أو مجرد مؤشر):
RK لكن =- إل جي ل لكن .
الاكثر ل لكن(على سبيل المثال ، أصغر ص ل لكن ), أقوى الحمض.
دع التركيز الأولي للحمض أحادي القاعدة HB يساوي درجة تفككه (التأين) في المحلول. عندئذٍ ستكون تركيزات توازن الأيونات [Н 3 О +] و [В -] مساوية لـ [Н 3 О +] = [В -] = αс لكن , تركيز حمض التوازن [HB] = من لكن - α من لكن = من لكن(1 - ألفا). استبدال قيم تركيزات التوازن هذه في التعبير عن ثابت التوازن (4.10) ، نحصل على:
إذا بدلا من التركيز من لكناستخدام المعاملة بالمثل الخامس- التخفيف (التخفيف) ، معبراً عنه في لتر / مول ، الخامس = 1 /من لكن , ثم صيغة ل لكنسيبدو مثل:
هذه النسبة وكذلك التعبير
يصف قانون التخفيف (أو قانون التخفيف) لأوستوالدلضعف المنحل بالكهرباء. بالنسبة لـ a1 (حالة نموذجية في العديد من الأنظمة التحليلية)
من السهل إظهار أنه ، بشكل عام ، بالنسبة للإلكتروليت الضعيف من أي تركيبة K n A m ، يتحلل إلى أيونات وفقًا للمخطط
ك ن أ م = صل ر + + رلكن ن -
يتم وصف قانون التخفيف لأوستوالد من خلال العلاقة
أين من- التركيز الأولي لإلكتروليت ضعيف ، على سبيل المثال ، حمض ضعيف. لذلك ، بالنسبة لحمض الفوسفوريك H 3 RO 4 (ص = 3,
تي= 1) ، والتي تتحلل في المجموع إلى أيونات وفقًا للمخطط
.
بالنسبة للإلكتروليت الثنائي ، تتحول العلاقة إلى (4.11). بالنسبة لـ a1 لدينا:
دعونا نجد قيمة توازن الأس الهيدروجيني لمحلول حمض أحادي القاعدة HB. تركيز توازن أيونات الهيدروجين
باستخدام الترميز ، نحصل على:
الرقم الهيدروجيني = 0.5 (ص ل لكن+ ص من لكن). (4.12)
وبالتالي ، لحساب قيمة توازن الأس الهيدروجيني لمحلول حمض أحادي القاعدة ضعيف ، من الضروري معرفة ثابت الحموضة لهذا الحمض ل لكنوتركيزه الأولي من لكن .
احسب الرقم الهيدروجيني لمحلول حمض الأسيتيك بتركيز أولي 0.01 مول / لتر.
في درجة حرارة الغرفة لحمض الخليك ل لكن = 1.74 10 -5 و ص ل لكن = 4,76.
وفقًا للصيغة (4.12) ، يمكننا كتابة:
الرقم الهيدروجيني = 0.5 (ص ل لكن+ ص من لكن) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
يمكن إجراء اعتبار مماثل للتوازن في حل أي ضعف متعدد الأساسياتالأحماض.
تتفكك الأحماض متعددة القاعدة إلى أيونات تدريجياً ، على عدة مراحل ، يتميز كل منها بثابت التوازن الخاص به ثابت التفكك الحمضي التدريجي.لذلك ، على سبيل المثال ، في حلول حمض الأورثوبوريك H 3 BO 3 ، يتم إنشاء التوازن (يتم إعطاء قيم الثوابت لـ 25 درجة مئوية):
H 3 BO 3 + H 2 O \ u003d H 3 O + + ، ل 1
= 
H 2 O \ u003d H 3 O + + ، ل 2
= 
H 2 O \ u003d H 3 O + + ، ل 3 =
يكون ثابت التفكك الحمضي لكل مرحلة لاحقة أقل من ثابت التفكك في المرحلة السابقة - عادة بعدة مراتب من حيث الحجم.
ناتج جميع ثوابت التفكك التدريجي يساوي ثابت التفكك الحمضي الكلي K:
ل 1 ل 2 ...ل ص = ك.
وبالتالي ، فمن السهل أن نرى أن قيمة حمض الأورثوبوريك
ل 1
ل 2
ل 3
= ك = 
هو ثابت التفكك الحمضي الكلي وفقًا للمخطط:
4.3.2 ثابت القاعدية ودرجة الحموضة لمحاليل القواعد الضعيفة
وفقًا لنظرية التحلل الأولي للأحماض وقواعد Bronsted-Lowry ، في الحالة العامة ، من أجل تأين حمض واحد ضعيف القاعدة B في المحاليل المائية ، يمكن للمرء أن يكتب:
B + H 2 O \ u003d HB + + OH -
إذا كانت درجة تأين القاعدة هي a1 ، فيمكن اعتبار ثابت التركيز كثابت لهذا التوازن الكيميائي
بالمثل للسابق ، نحصل على:
ل = = ك ب = متى تي= ثابت
كحاصل ضرب ثابتين ل\ u003d const و [H 2 O] \ u003d const.
دعنا نسمي الكمية ك ب , متساوية ، لذلك ،
ك ب = , (4.13)
ثابت التفكك (التأين) لقاعدة حمضية ضعيفةأومجرد ثابت أساسيهذه القاعدة والقيمة
ص ك ب = ك ب ,
مؤشر قوة (أو مجرد مؤشر) لثابت القاعدية.
وفقًا لقانون التخفيف أوستوالد في الحالة قيد النظر (على غرار العلاقة (4.11))
ك ب =,
أين هي درجة تأين قاعدة حمض واحدة ضعيفة ، و هي تركيزها الأولي. منذ لقاعدة ضعيفة a1 ، إذن
دعونا نجد قيمة توازن الأس الهيدروجيني لمحلول مائي للقاعدة الحمضية المفردة قيد النظر في درجة حرارة الغرفة. وفقًا للصيغة (4.7) لدينا:
الرقم الهيدروجيني = ص ل ث - rOH = 14 - rOH.
دعونا نحدد قيمة pOH = [OH -]. بوضوح
[أوه -] = = 
استخدام المؤشرات pON = [OH -] ، p ل ب = ك بو
ع = , نحصل على: pOH = 0.5 (ص ل ب+ ص). بالتعويض عن هذا التعبير في الصيغة أعلاه للرقم الهيدروجيني ، نصل إلى العلاقة
الرقم الهيدروجيني = 14 - الأس الهيدروجيني = 14 - 0.5 (ص ل ب+ ص).
لذلك ، يمكن حساب قيمة الأس الهيدروجيني للتوازن في محلول ذو قاعدة حمضية ضعيفة باستخدام الصيغة (4.15):
الرقم الهيدروجيني = 14 - 0.5 (ص ل ب+ ص). (4.15)
احسب الأس الهيدروجيني في 0.01 مول / لتر محلول مائي من الأمونيا ، والتي في درجة حرارة الغرفة ل ب= و ص ل ب = 4,76.
في محلول مائي من الأمونيا ، يتحقق التوازن:
التي يتم إزاحتها في الغالب إلى اليسار ، بحيث تكون درجة تأين الأمونيا. لذلك ، لحساب قيمة الأس الهيدروجيني ، يمكنك استخدام العلاقة (4.15):
الرقم الهيدروجيني = 14 - 0.5 (ص ل ب+ ع) =
يمكن إجراء اعتبار مماثل لأي ضعيف بولي حمضأسباب. صحيح ، في هذه الحالة يتم الحصول على تعبيرات أكثر تعقيدًا.
تتفكك قواعد البولي أسيد الضعيفة ، مثل الأحماض متعددة الأسس الضعيفة ، في خطوات ، ولكل خطوة تفكك أيضًا ثابت تفككها التدريجي للقاعدة - ثابت القاعدة التدريجي.
لذلك ، على سبيل المثال ، يتحلل هيدروكسيد الرصاص Pb (OH) 2 في المحاليل المائية إلى أيونات على مرحلتين:
يمكن كتابة نفس التوازن بطريقة أخرى ، التمسك (في إطار نظرية التحلل الأولي) بتعريف القاعدة على أنها مادة تربط البروتون ، في هذه الحالة ، تقبلها من جزيء الماء:
في هذه الحالة ، يمكن تمثيل ثوابت القاعدة التدريجية على النحو التالي:
مع مثل هذا السجل لهذه التوازنات ، يُفترض أن البروتون من جزيء الماء ينتقل إلى مجموعة الهيدروكسيل مع تكوين جزيء الماء () ، ونتيجة لذلك يكون عدد جزيئات الماء بالقرب من ذرة الرصاص (II) يزيد بمقدار واحد ، كما يتناقص عدد مجموعات الهيدروكسيل المرتبطة بذرة الرصاص (II)) بمقدار واحد في كل خطوة تفكك.
الشغل ل 1 ل 2 = ك =[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =
2.865 أين ل- ثابت التفكك الكامل حسب المخطط
أو وفق مخطط آخر
مما يؤدي في النهاية إلى نفس النتيجة.
مثال آخر هو القاعدة العضوية إيثيلين ديامين التي تخضع للتأين في محلول مائي على خطوتين. المرحلة الأولى:
الخطوة الثانية:
الشغل 
-
ثابت التفكك الكلي. يطابق التوازن
القيم العددية لثوابت التوازن معطاة أعلاه لدرجة حرارة الغرفة.
كما هو الحال في حالة الأحماض متعددة الأسس ، بالنسبة لقاعدة بولي أسيد ضعيفة ، فإن ثابت التفكك لكل خطوة لاحقة يكون عادة بعدة مرات من حيث الحجم أصغر من ثابت التفكك في الخطوة السابقة.
في الجدول. يوضح الشكل 4.2 القيم العددية لثوابت الحموضة والقاعدية لبعض الأحماض والقواعد الضعيفة.
الجدول 4.2. ثوابت التأين الديناميكي الحراري الحقيقية في المحاليل المائية لبعض الأحماض والقواعد.
ل لكن- ثابت الحموضة ، ل ب- ثابت القاعدية ،
ل 1 - ثابت التفكك للمرحلة الأولى ،
ل 2
- ثابت التفكك للمرحلة الثانية ... الخ.
| ثوابت تفكك الأحماض الضعيفة |
||
| حامض | ل لكن | ص ل لكن= -lg ل لكن |
| النيتروجين أمينو أسيتيك البنزويك بوريك (تقويم العظام) تترابورنايا
kayabaparts.ru - صالة المدخل والمطبخ وغرفة المعيشة. حديقة. كراسي جلوس. غرفة نوم | ||