Constanta de aciditate a acidului sulfuric. Aciditatea și bazicitatea în apă. Apa este un electrolit slab. Produs ionic al apei. Ph. POh

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 F

legea acțiunii în masă este exprimată prin ecuație

Știți că atunci când aplicați legea acțiunii în masă este important să știți în care starea de agregare substanțe implicate în reacție. Dar nu numai atât: numărul și raportul fazelor sunt importante, într-un dat sistem chimic. 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 unele de altele, iar reacția reversibilă se desfășoară 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 cr

legea 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 soluțiile. 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. Asa de, proces reversibil evaporarea - condensarea apei poate fi exprimată 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 homofază?

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 adoptat. 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 diverse 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 - K K(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 ei de bazicitate sau vă puteți descurca cu constanta de aciditate a acidului conjugat. În teoria disocierii electrolitice, numai substanțele care se disociau 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 . = 1,74. 10–5 mol/l

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. mediu acidîn soluţii de săruri de amoniu se explică prin hidroliză.

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 constantă nu numai în apă curată, dar și în soluții 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 = K c . =

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, produsele acestei reacții nu pot fi obținute, în cadrul teoriei disocierii electrolitice, ecuația hidrolizei moleculare este scris si:

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 ambele teorii, se dovedește ecuația ionică:

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

În cadrul teoriei protolitice, se numește ecuația de protoliză a ionului 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.

Trebuie remarcat faptul că în aceste condiții, HCO3-, fiind o bază foarte slabă, practic nu reacționează cu apa, deoarece posibila protoliză este suprimată prin prezența particulelor de bază foarte puternice, ionii de hidroxid, în soluție.

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 cu o bază slabă și un 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 de 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 concentrații 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 –

Constanta corespunzătoare se numește produs de solubilitateși este notat cu 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 reactie chimicaÎn soluție apar ioni care fac parte dintr-o substanță slab solubilă, apoi, 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 fiecăreia dintre substanțele care reacţionează (înainte de începerea reacţiei) se va înjumătăţi. Concentrația din 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, puteți evalua și eficiența reacției determinând ce parte din substanța cea mai importantă (de obicei cea mai scumpă) sa transformat în produsul de reacție țintă, de exemplu, ce parte din SO2 sa transformat în SO3 în timpul producției de sulfuric. acid, adică 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 ( Cu) 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 .

1. Enumerați factorii care modifică echilibrul chimic și modifică constanta de echilibru.
2. Ce factori fac posibilă deplasarea echilibrului chimic fără a schimba constanta de echilibru?
3. 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?
4. Determinați gradul de protoliză a aceticului, cianhidric și acid azoticîn soluții decimolare, centomolare și milimolare.
5. Gradul de protoliza acidului butiric într-o soluție 0,2 M este de 0,866%. Determinați constanta de aciditate a acestei substanțe.
6. La ce concentrație a soluției va fi gradul de protoliză a acidului azot de 0,2?
7. Câtă apă trebuie adăugată la 300 ml de soluție de acid acetic 0,2 M pentru a dubla gradul de protoliză acidă?
8. Determinați gradul de protoliză a acidului hipocloros dacă în soluția sa pH = 6. Care este concentrația de acid în această soluție?
9. pH-ul soluției este 3. Care ar trebui să fie concentrația a) acidului azotic, b) acidului acetic pentru aceasta?
10. Cum ar trebui să se modifice concentrația a) ionilor de oxoniu, b) hidroxidului într-o soluție, astfel încât pH-ul soluției să crească cu unu?
11. Câți ioni de oxoniu sunt conținute în 1 ml de soluție la pH = 12?
12. Cum se va schimba pH-ul apei dacă se adaugă 0,4 g de NaOH la 10 litri de ea?
13. 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.
14. 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.
15. Determinați volumul de apă necesar pentru a dizolva sulfatul de bariu cântărind 1 g la 25 o C.
16. Care este masa argintului sub formă de ioni în 1 litru de soluție de bromură de argint saturată la 25 o C?
17. Ce volum dintr-o soluție de sulfură de argint saturată la 25 o C conține 1 mg de dizolvat?
18. Se formează un precipitat dacă se adaugă un volum egal de soluție de KCl 0,4 M la o soluție de Pb(NO3)2 0,05 M?
19. 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.
20. 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 legătură chimicăîn 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 fi crescută 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.

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 unui electrolit care se descompune în doi ioni prin c in și gradul de disociere a acestuia într-o soluție dată ca α, atunci concentrația fiecăruia dintre 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.

În cazul general, în conformitate cu teoria protolitică Bronsted-Lowry, conform ecuației (4.2), avem pentru disocierea unui acid monobazic slab:

Adevărata constantă termodinamică La acest echilibru va

unde toate activitățile sunt echilibrate. Să reprezentăm acest raport sub forma:

Se notează, ca în cazul precedent, produsul a două constante Lași a (H 2 O) prin (H 2 O) \u003d const at T= const. Apoi

sau aproximativ:

unde toate concentrațiile sunt echilibrate. Aici valoarea La A numit constantă de disociere (ionizare) acidă sau pur și simplu constantă de aciditate.

Pentru mulți acizi slabi, valorile numerice La A sunt foarte mici, deci în loc de La A aplica indicator de putere (sau doar un indicator):

RK A =- lg La A .

Cu atât mai mult La A(adică, cu cât p La A ), cu atât acidul este mai puternic.

Fie concentrația inițială a unui acid monobazic HB egală cu gradul de disociere (ionizare) a acestuia în soluție. Atunci concentrațiile de echilibru ale ionilor [Н 3 О + ] și [В - ] vor fi egale cu [Н 3 О + ] = [В - ] = αс A , o concentrație acidă de echilibru [HB] = Cu A - α Cu A = Cu A(1 - α). Înlocuind aceste valori ale concentrațiilor de echilibru în expresia constantei de echilibru (4.10), obținem:

Dacă în loc de concentrare Cu A folosește reciproca ei V- diluție (diluție), exprimată în l/mol, V=1/Cu A , apoi formula pentru La A va arata ca:

Acest raport, precum și expresia

descrie legea diluției (sau legea diluției) a lui Ostwald pentru un electrolit binar slab. Pentru a1 (un caz tipic în multe sisteme analitice)

Este ușor de arătat că, în cazul general, pentru un electrolit slab de orice compoziție K n Am , descompunându-se în ioni conform schemei

K n A m = P La t+ +t DAR n -

Legea diluției lui Ostwald este descrisă de relația

Unde Cu- concentrația inițială a unui electrolit slab, de exemplu, un acid slab. Deci, pentru acidul ortofosforic H 3 RO 4 (P = 3,

t= 1), care se descompune în total în ioni conform schemei

.

Pentru un electrolit binar, relația se transformă în (4.11). Pentru a1 avem:

Să găsim valoarea de echilibru a pH-ului unei soluții de acid monobazic HB. Concentrația de echilibru a ionilor de hidrogen

Folosind notația și obținem:

pH = 0,5 (p La A+p Cu A). (4.12)

Astfel, pentru a calcula valoarea pH-ului de echilibru a unei soluții de acid monobazic slab, este necesar să se cunoască constanta de aciditate a acestui acid. La Ași concentrația sa inițială Cu A .

Calculați pH-ul unei soluții de acid acetic cu o concentrație inițială de 0,01 mol/L.

La temperatura camerei pentru acid acetic La A = 1,74 10 -5 și p La A = 4,76.

Conform formulei (4.12), putem scrie:

pH = 0,5 (p La A+p Cu A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

O considerație similară poate fi efectuată pentru echilibrele într-o soluție de orice slabă multibazic acizi.

Acizii polibazici se disociază în ioni treptat, în mai multe etape, fiecare dintre acestea fiind caracterizată de propria sa constantă de echilibru constantă de disociere a acidului treptat. Deci, de exemplu, în soluțiile de acid ortoboric H 3 BO 3, se stabilesc echilibre (valorile constantelor sunt date pentru 25 ° C):

H 3 BO 3 + H 2 O \u003d H 3 O ++, La 1 =

H 2 O \u003d H 3 O ++, La 2 =

H 2 O \u003d H 3 O ++, La 3 =

Constanta de disociere acidă a fiecărei etape ulterioare este mai mică decât constanta de disociere a etapei precedente - de obicei cu mai multe ordine de mărime.

Produsul tuturor constantelor de disociere treptat este egal cu constanta totală de disociere a acidului K:

La 1 La 2 ...LA P =K.

Astfel, este ușor de observat că pentru acidul ortoboric valoarea

La 1 La 2 La 3 =K=

este constanta de disociere totală a acidului conform schemei:

4.3.2 Constanta de bazicitate și pH-ul soluțiilor de baze slabe

În conformitate cu teoria protolitică a acizilor și bazelor lui Bronsted-Lowry, în cazul general, pentru ionizarea unei singure baze slabe acide B în soluții apoase, se poate scrie:

B + H 2 O \u003d HB + + OH -

Dacă gradul de ionizare al bazei este a1, atunci constanta de concentrație poate fi luată ca constantă a acestui echilibru chimic

Procedând în mod similar cu cel precedent, obținem:

La = =K b = const când T= const

ca produs a două constante La\u003d const și [H 2 O] \u003d const.

Să numim cantitatea K b , egal, prin urmare,

K b = , (4.13)

constanta de disociere (ionizare) a unei singure baze acide slabesaudoar o constantă de bază această bază și valoarea

p K b = K b ,

Un indicator de putere (sau pur și simplu un indicator) al constantei de bazicitate.

Conform legii diluției Ostwald în cazul în cauză (similar cu relația (4.11))

K b =,

unde este gradul de ionizare al unei singure baze slabe acide și este concentrația sa inițială. Deoarece pentru o bază slabă a1, atunci

Să găsim valoarea pH-ului de echilibru a unei soluții apoase a bazei monoacide luate în considerare la temperatura camerei. Conform formulei (4.7) avem:

pH = p La w - rOH = 14 - rOH.

Să determinăm valoarea pOH = [OH - ]. Evident

[OH -] = =

Utilizarea indicatorilor pON = [OH - ], p La b =K bși

p = , obținem: pOH = 0,5 (p La b+ p). Înlocuind această expresie în formula de mai sus pentru pH, ajungem la relație

pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0,5 (p La b+ p).

Deci, valoarea pH-ului de echilibru într-o soluție dintr-o singură bază acidă slabă poate fi calculată folosind formula (4.15):

pH = 14 - 0,5 (p La b+ p). (4,15)

Calculați pH-ul într-o soluție apoasă de amoniac 0,01 mol/l, pentru care la temperatura camerei La b= și p La b = 4,76.

Într-o soluție apoasă de amoniac se stabilește un echilibru:

care este în mare parte deplasat spre stânga, astfel încât gradul de ionizare a amoniacului să fie de . Prin urmare, pentru a calcula valoarea pH-ului, puteți utiliza relația (4.15):

pH = 14 - 0,5 (p La b+ p) =

O considerație similară poate fi efectuată pentru orice slab poliacid temeiuri. Adevărat, în acest caz se obțin expresii mai greoaie.

Bazele poliacide slabe, precum acizii polibazici slabi, se disociază în trepte, iar fiecare etapă de disociere are, de asemenea, propria sa constantă de disociere în trepte a bazei - constanta de bazicitate în trepte.

Deci, de exemplu, hidroxidul de plumb Pb (OH) 2 în soluții apoase se descompune în ioni în două etape:

Aceleași echilibre pot fi scrise în alt mod, aderând (în cadrul teoriei protolitice) la definiția unei baze ca substanță care atașează un proton, în acest caz, o acceptă dintr-o moleculă de apă:

În acest caz, constantele de bazicitate în trepte pot fi reprezentate ca:

Cu o astfel de înregistrare a acestor echilibre, se presupune că protonul din molecula de apă trece la gruparea hidroxil cu formarea moleculei de apă (), în urma căreia numărul de molecule de apă din apropierea atomului de plumb (II) crește cu unu, iar numărul de grupări hidroxil asociate cu atomul de plumb (II) ), scade de asemenea cu unul la fiecare etapă de disociere.

Muncă La 1 La 2 =K=[Pb2+] [OH-]2/[Pb (OH)2] =

2.865 unde La- constantă de disociere completă conform schemei

sau după o altă schemă

ceea ce duce în cele din urmă la același rezultat.

Un alt exemplu este baza organică etilendiamina supusă ionizării în soluție apoasă în două etape. Primul stagiu:

Al doilea pas:

Muncă -

constantă de disociere totală. Se potrivește cu echilibrul

Valorile numerice ale constantelor de echilibru sunt date mai sus pentru temperatura camerei.

Ca și în cazul acizilor polibazici, pentru o bază poliacidă slabă, constanta de disociere a fiecărei etape ulterioare este de obicei cu câteva ordine de mărime mai mică decât constanta de disociere a etapei precedente.

În tabel. 4.2 prezintă valorile numerice ale constantelor de aciditate și bazicitate ale unor acizi și baze slabe.

Tabelul 4.2. Adevărate constante de ionizare termodinamică în soluții apoase ale unor acizi și baze.

La A- constanta de aciditate, La b- constanta de bazicitate,

La 1 - constantă de disociere pentru prima etapă,

La 2 - constantă de disociere pentru a doua etapă etc.

valoare PH

Apa ca electrolit slab suferă ionizare într-o mică măsură:

H2O ↔ H + + OH -.

Ionii în soluție apoasă sunt supuși hidratării (apos)

Apa se caracterizează prin amfoteritate protolitică. Reacția de autoionizare (autoprotoliza) a apei, în timpul căreia un proton dintr-o moleculă de apă (acid) trece la o altă moleculă de apă (bază), este descrisă de ecuația:

H2O + H2O ↔ H3O + + OH -.

Constanta de echilibru a autoprotolizei apei este egală cu:

Legea acțiunii masei se aplică constantei de ionizare:

unde a este activitate.

Pentru concizie, în loc de H 3 O + în echilibru acido-bazic, scriem

Deoarece apa este în soluție în exces mare și suferă ionizare într-o mică măsură, se poate observa că concentrația sa este constantă și egală cu 55,6 mol (1000 g: 18 g / mol \u003d 56 mol) pe litru de apă.

Prin urmare, produsul K și (H 2 O) și concentrația de apă este de 1,8 10 -16 mol / l 55,6 mol / l \u003d 10 -14 mol 2 / l 2. Astfel, \u003d 10 -14 (la 25 ° C) este o valoare constantă, notată Kwși a sunat constanta autoprotolizei apei. Uneori folosesc un nume învechit - produsul ionic al apei.

Soluțiile în care concentrația ionilor de hidrogen și a ionilor de hidroxid este aceeași se numesc soluții neutre = = = 10 -7 mol/l. În soluții acide > , > 10 -7 mol / l, iar în alcaline > , > 10 -7 mol / l.

Pentru simplitate, valoarea pH-ului este luată ca bază - logaritmul zecimal al concentrației de ioni de hidrogen, luat cu semnul opus: pH \u003d -lg.

Fapte interesante:

Încălcarea stării de izohidrie ( constanta pH-ului) observat în bolile cardiovasculare, cu ischemie, diabet zaharat (se dezvoltă acidoză). Echilibrul acido-bazic este menținut prin respirație, urinare, transpirație. Aceste sisteme funcționează lent, iar neutralizarea imediată a produselor metabolice acide și alcaline este efectuată de sistemele tampon ale organismului. Starea de izohidrie este asigurată de acțiunea comună a unui număr de mecanisme fizico-chimice și fiziologice. Acțiunea de tamponare este asigurată prin combinarea mai multor echilibre protolitice.

Puterea acizilor este determinată de capacitatea lor de a dona un proton. Măsura acestei abilități este constanta de aciditate (Ka).

Cu cât constanta de aciditate este mai mare, cu atât acidul este mai puternic. De exemplu, acidul acetic este mai puternic decât acidul cianhidric, deoarece Ka (CH 3 COOH) \u003d 1,74 10 -5, Ka (HCN) \u003d 1 10 -9. Pentru comoditatea calculelor și a înregistrării, ei folosesc adesea nu constantele în sine, ci logaritmii lor zecimali negativi: pKa = -lgKa. Se numește valoarea pKa puterea acidului. Cu cât valoarea pKa este mai mare, cu atât acidul este mai slab.

Acizii puternici își donează aproape complet protonul moleculelor de apă, astfel încât acidul prezent în soluție este de fapt ionul de hidroniu.

În acest sens, atunci când se calculează pH-ul unei soluții de acid monobazic puternic, concentrația de protoni este echivalată cu concentrația de acid.

c(H30+) = c(HB).

În soluțiile de acizi slabi, concentrația ionilor de hidroniu este mult mai mică decât concentrația acidului. Se calculează pe baza

ambele părți ale acestei ecuații oferă o formulă pentru calcularea pH-ului soluțiilor de acizi slabi: pH = 0,5 (pKa - lg c(HB)).

Constantele de disociere ale acizilor slabi
Acid	La A	R La A=-lg La A
azotat Aminoacetic benzoic boric (ortoboric) Tetrabornaya 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 într-o soluție apoasă a unui acid 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 potențiometrică 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: H2O + H2O \u003d H3O + + 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 În cazul în care un 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 - numărul inițial de alunițe t ≠ 0 n A n B n C n D - numerele curente de moli ξ = (xi) ξ – adâncimea de reacție Astfel, conform acestei teorii Un acid este orice substanță ale cărei molecule (inclusiv ioni) sunt capabile să doneze un proton, de exemplu. fi un donator de protoni; O bază este orice substanță ale cărei molecule (inclusiv ioni) sunt capabile să atașeze un proton, adică fi un acceptor de protoni; Amfolit este orice substanță care este atât donor, cât și acceptor de protoni. Această teorie explică proprietățile acido-bazice nu numai ale moleculelor neutre, ci și ale ionilor. Un acid, donând un proton, se transformă într-o bază, care este conjugată cu acest acid. Conceptele de „acid” și „bază” sunt concepte relative, deoarece aceleași particule - molecule sau ioni - pot prezenta atât proprietăți bazice, cât și acide, în funcție de partener. În echilibrul protolitic, se formează perechi acid-bază. Conform teoriei protonilor, reacțiile de hidroliză, ionizare și neutralizare nu sunt considerate ca un fenomen special, ci sunt considerate tranziția obișnuită a protonilor de la acid la bază. Particula A formată după separarea ionului de hidrogen
se numeste baza conjugata la un acid dat, deoarece. este capabil să reatașeze ionul H + la sine.
Conform teoriei protolitice, acizii și bazele pot fi de trei tipuri: neutri, anionici și cationici. Rolul primului este jucat de molecule neutre care pot da sau atasa un ion H +, de exemplu: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (acizi); NH3, CH3-O-CH3 (baze). Baze anionice și acizi sunt ioni încărcați negativ, de exemplu: HSO4-, HPO42-, HS- (acizi); OH-, CI-, NO3- (baze). Distribuție baze și acizi cationici ionii încărcați pozitiv acționează, de exemplu: NH 4 +, H 3 O + (acizi); H2N–NH3+, H2N– (CH2)2 –NH3+ (baze). Multe particule (atât molecule, cât și ioni) au proprietăți amfotere, de exemplu. în funcţie de condiţii, pot acţiona atât ca acid, cât şi ca bază, de exemplu: H 2 O, NH 3, HSO 4 -, H 2 N–NH 3 + etc. Acești compuși sunt numiți amfiprotici sau amfoliți. Deși teoria Bronsted-Lowry este mai perfectă decât teoria Arrhenius, ea are și anumite dezavantaje și nu este cuprinzătoare. Deci, nu este aplicabil multor substanțe care prezintă funcția unui acid, dar nu conțin ioni H + în compoziția lor, de exemplu: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3 etc.