29. Svake elektrolytter. Syrlighet og basicitet konstant. Oswalds fortynningslov.
Svake elektrolytter er kjemiske forbindelser hvis molekyler, selv i svært fortynnede løsninger, er lett dissosiert til ioner som er i dynamisk likevekt med udissosierte molekyler. Svake elektrolytter inkluderer de fleste organiske syrer og mange organiske baser i vandige og ikke-vandige løsninger.
Svake elektrolytter er:
nesten alle organiske syrer og vann;
noen uorganiske syrer: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 og andre;
noen tungtløselige metallhydroksider: Fe (OH) 3, Zn (OH) 2, etc.
Syredissosiasjonskonstant (Ka) - likevektskonstanten for reaksjonen av dissosiasjon av en syre til et hydrogenion og et anion av en syrerest. For polybasiske syrer, hvis dissosiasjon foregår i flere stadier, opererer de med separate konstanter for forskjellige stadier av dissosiasjon, og betegner dem som K a1, K a2, etc.
Et eksempel på beregning av diabasisk syre:
Oftere, i stedet for selve dissosiasjonskonstanten K, brukes pK-verdien, som er definert som den negative desimallogaritmen til selve konstanten:
En base er en kjemisk forbindelse som er i stand til å danne en kovalent binding med et proton (Brønsted-base) eller med en ledig orbital av en annen kjemisk forbindelse (Lewis-base). I snever forstand forstås baser som basiske hydroksyder - komplekse stoffer, under dissosiasjonen av hvilke i vandige løsninger bare en type anion spaltes av - hydroksydioner OH-.
Bronsted-Lowry-teorien gjør det mulig å kvantifisere styrken til baser, det vil si deres evne til å splitte et proton fra syrer. Dette gjøres vanligvis ved å bruke basicitetskonstanten Kb - likevektskonstanten for reaksjonen til en base med en referansesyre, som vann er valgt for. Jo høyere basicitetskonstanten, desto høyere styrke har basen og jo større er dens evne til å splitte av et proton. Ofte uttrykkes basicitetskonstanten som en indeks av basicitetskonstanten pKb. For eksempel, for ammoniakk som en Bronsted-base, kan man skrive:
Ostwald-fortynningsloven er en relasjon som uttrykker avhengigheten av den ekvivalente elektriske ledningsevnen til en fortynnet løsning av en binær svak elektrolytt på konsentrasjonen av løsningen: 
Her er K dissosiasjonskonstanten til elektrolytten, c er konsentrasjonen, λ og λ∞ er verdiene for den ekvivalente elektriske ledningsevnen, henholdsvis ved konsentrasjon c og ved uendelig fortynning. Forholdet er en konsekvens av loven om massehandling og likhet der α er graden av dissosiasjon.
30. Vann er en svak elektrolytt. Ionisk produkt av vann. Ph. POh
Det ioniske produktet av vann er produktet av konsentrasjonene av hydrogenioner H+ og hydroksylioner OH− i vann eller i vandige løsninger, konstanten for vannautoprotolyse.
Vann, selv om det er en svak elektrolytt, dissosierer i liten grad:
Likevekten til denne reaksjonen er sterkt forskjøvet til venstre. Dissosiasjonskonstanten til vann kan beregnes med formelen:
Hydroniumionkonsentrasjon (protoner);
Konsentrasjon av hydroksidioner;
Konsentrasjonen av vann (i molekylær form) i vann;
Konsentrasjonen av vann i vann, gitt dens lave grad av dissosiasjon, er praktisk talt konstant og er (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.
Ved 25 °C er dissosiasjonskonstanten til vann 1,8 10−16 mol/l. Ligning (1) kan skrives om som:
La oss betegne produktet K· \u003d K в \u003d 1,8 10 -16 mol / l 55,56 mol / l \u003d 10 -14 mol² / l² \u003d (ved 25 ° C).
Konstanten K in, lik produktet av konsentrasjonene av protoner og hydroksidioner, kalles det ioniske produktet av vann. Det er konstant ikke bare for rent vann, men også for fortynnede vandige løsninger av stoffer. Med en temperaturøkning øker dissosiasjonen av vann, derfor øker Kv også, med en reduksjon i temperaturen, omvendt.
Hydrogenindeks, pH - et mål på aktiviteten til hydrogenioner i en løsning, og kvantitativt uttrykker dens surhet, beregnes som en negativ (tatt med motsatt fortegn) desimallogaritme av aktiviteten til hydrogenioner, uttrykt i mol per liter:
Den gjensidige pH-verdien har blitt noe mindre utbredt - en indikator på basisiteten til løsningen, pOH, lik den negative desimallogaritmen til konsentrasjonen i løsningen av OH-ioner -:
Koblingsligning:
1. Reaksjoner av protolyse (ionisering).
Disse inkluderer reaksjonene av interaksjonen av en syre eller base med vann:
Sett 1 hoved 2 sett 2 hoved 1
Sett 1 hoved.2 sett 2 hoved. 1
2. Autoprotolysereaksjoner assosiert med overføring av et proton fra ett vannmolekyl til et annet.
Hydrolysereaksjoner
CH 3 COONa + H 2 O ←→ CH 3 COOH + NaOH
CH 3 COO - + H 2 O ←→ CH 3 COOH + OH -
hoved 2 sett 1 sett 2 hoved 1
Syre-base reaksjoner
NH 3 + HCl → NH 4 + + Cl -
hoved 2 sett 1 sett 2 hoved 1
Fra et analytisk synspunkt skilles følgende typer reaksjoner ut:
1) med protonoverføring - syre-base;
2) med elektronoverføring - OB-reaksjon;
3) med overføring av elektronpar med dannelse av bindinger ved donor-akseptormekanismen - kompleksdannelsesreaksjoner.
2.2.2 Surhet og basicitetskonstant. pH-beregninger
Evnen til en syre til å donere et proton, og en base til å akseptere det (dvs. styrken til syrer og baser) kan karakteriseres av likevektskonstanter,
HS - løsemiddel
som kalles surhetskonstanter (K EN ) og grunnleggende (K b ).
Løsemiddelaktivitet - konstant verdi (tabelldata)
Posisjoner for syre-base likevekter
og verdiene til de tilsvarende surhets- og basicitetskonstantene avhenger av løsningsmidlets natur.
Hvis løsningsmidlet er en sterkere protonakseptor enn vann (for eksempel ammoniakk), øker styrken til syrer i det. Så syrer som er svake i vandige løsninger kan være sterke i ammoniakk.
Jo sterkere de grunnleggende egenskapene til løsningsmidlet er, jo flere syrer jevnes i det.
Tilsvarende, jo sterkere de sure egenskapene til løsningsmidlet er, jo flere baser jevnes ut i det.
Når man går fra et mer til et mindre basisk løsningsmiddel, kan sterke syrer være svake (f.eks. HCl og HClO 4 i vann er sterke syrer, men blir svake i iseddik).
pH-beregning
Beregninger av syre-base likevekter brukes til:
1) finne pH til løsningen fra kjente likevektskonsentrasjoner;
2) bestemmelse av likevektskonsentrasjoner ved kjent pH-verdi
pH er en viktig vurdering for biologiske væsker.
Det er typisk for levende organismer å opprettholde syre-base-tilstanden på et visst nivå. Dette kommer til uttrykk i ganske konstante pH-verdier av biologiske medier og evnen til å gjenopprette normale pH-verdier ved eksponering for protolitter.
Systemet som opprettholder protolytisk homeostase inkluderer ikke bare fysiologiske mekanismer (lunge- og nyrekompensasjon), men også fysisk-kjemisk virkning, ionebytting og diffusjon.
I analytisk kjemi er det viktig å vite konsentrasjonen av alle partikler i en løsning av en syre eller base etter at likevekt er etablert, spesielt konsentrasjonen av H + ioner (pH).
- svak elektrolytt
- sterk elektrolytt
Rent vann
Rent vann finnes ikke. Sjøvann inneholder nesten alle kjemiske elementer.
Løsninger av svake syrer
Fordi 
, Det
Løsninger av svake baser
Løsninger av sterke syrer
For å ta hensyn til påvirkningen av den elektrostatiske interaksjonen av ioner, konseptet ionestyrken til løsningen. Det avhenger av konsentrasjonen av ionet og ladningen.
For sterke elektrolytter er loven om massevirkning oppfylt hvis aktiviteter brukes. Aktivitet tar hensyn til konsentrasjonen av reagenser, inter-ion interaksjon (ion-ion, ione-dipol, dipol-dipol, hydrogenbindinger).
I følge teorien til Debye og Hückel
- avhengighet av mobilitetskoeffisient på ionestyrke
A avhenger av den dielektriske konstanten til løsningsmidlet og temperaturen til systemet. Ved t=25°С A=0,512 og for en binær elektrolytt
Løsninger med sterke baser
3.3Protolytisk likevekt i bufferløsninger
I vid forstand kalles buffersystemer systemer som opprettholder en viss verdi av en parameter når sammensetningen endres.
Bufferløsninger kan være syre-base - de opprettholder en konstant pH-verdi når syrer eller baser introduseres; redoks - hold potensialet til systemet konstant når oksiderende eller reduksjonsmidler introduseres; metallbufferløsninger er kjent.
Bufferløsningen er et konjugert par; spesielt er syre-base-bufferen et konjugert syre-base-par:
Kapittel 20
20.1. Loven om handlende masser
Du ble kjent med massehandlingsloven ved å studere likevekten til reversible kjemiske reaksjoner (kapittel 9 § 5). Husk at ved en konstant temperatur for en reversibel reaksjon
en A+ b B d D+ f Fmassehandlingens lov uttrykkes ved ligningen
Du vet at når du anvender loven om massehandling, er det viktig å vite i hvilken aggregeringstilstand stoffene som deltar i reaksjonen er. Men ikke bare det: antallet og forholdet mellom faser i et gitt kjemisk system er viktig. I henhold til antall faser er reaksjonene delt inn i homofasisk, Og heterofase. Blant de heterofasiske, fast fase reaksjoner.
| Homofasisk reaksjon En kjemisk reaksjon der alle deltakerne er i samme fase. |
En slik fase kan være en blanding av gasser (gassfase), eller en flytende løsning (flytende fase). I dette tilfellet har alle partikler som deltar i reaksjonen (A, B, D og F) evnen til å utføre kaotisk bevegelse uavhengig av hverandre, og den reversible reaksjonen fortsetter gjennom hele volumet av reaksjonssystemet. Det er klart at slike partikler kan enten være molekyler av gassformige stoffer, eller molekyler eller ioner som danner en væske. Eksempler på reversible homofasereaksjoner er reaksjonene ved ammoniakksyntese, forbrenning av klor i hydrogen, reaksjonen mellom ammoniakk og hydrogensulfid i en vandig løsning, etc.
Hvis minst ett stoff som deltar i reaksjonen er i en annen fase enn resten av stoffene, fortsetter den reversible reaksjonen bare ved grensesnittet og kalles en heterofasereaksjon.
| heterofasisk reaksjon- en kjemisk reaksjon, hvor deltakerne er i forskjellige faser. |
Reversible heterofasiske reaksjoner inkluderer reaksjoner som involverer gassformige og faste stoffer (for eksempel dekomponering av kalsiumkarbonat), flytende og faste stoffer (for eksempel utfelling fra en bariumsulfatløsning eller reaksjon av sink med saltsyre), samt gassformige og flytende stoffer.
Et spesielt tilfelle av heterofasereaksjoner er fastfasereaksjoner, det vil si reaksjoner der alle deltakerne er faste stoffer.
Faktisk er ligning (1) gyldig for enhver reversibel reaksjon, uavhengig av hvilken av de listede gruppene den tilhører. Men i en heterofasereaksjon er likevektskonsentrasjonene av stoffer i en mer ordnet fase konstanter og kan kombineres i en likevektskonstant (se kapittel 9 § 5).
Så for en heterofasereaksjon
en A g+ b B cr d D r+ f F crloven om masseaksjon vil uttrykkes ved forholdet
Typen av dette forholdet avhenger av hvilke stoffer som deltar i reaksjonen som er i fast eller flytende tilstand (flytende, hvis resten av stoffene er gasser).
I uttrykkene for massevirkningsloven (1) og (2) betyr formlene for molekyler eller ioner i firkantede parenteser likevektskonsentrasjonen til disse partiklene i en gass eller løsning. I dette tilfellet bør konsentrasjonene ikke være store (ikke mer enn 0,1 mol/l), siden disse forholdene bare gjelder for ideelle gasser og ideelle løsninger. (Ved høye konsentrasjoner forblir massevirkningsloven gyldig, men i stedet for konsentrasjon må man bruke en annen fysisk mengde (den såkalte aktiviteten), som tar hensyn til interaksjoner mellom gasspartikler eller løsninger. Aktiviteten er ikke proporsjonal med konsentrasjonen ).
Loven om massevirkning gjelder ikke bare for reversible kjemiske reaksjoner, men mange reversible fysiske prosesser følger den også, for eksempel grenseflatelikevekten til individuelle stoffer under deres overgang fra en aggregeringstilstand til en annen. Så den reversible prosessen med fordampning - kondensering av vann kan uttrykkes ved ligningen
H 2 O f H 2 O g
For denne prosessen kan vi skrive likningen til likevektskonstanten:
Det resulterende forholdet bekrefter spesielt påstanden kjent for deg fra fysikk om at luftfuktighet avhenger av temperatur og trykk.
20.2. Autoprotolysekonstant (ionisk produkt)
En annen anvendelse av loven om massehandling kjent for deg er den kvantitative beskrivelsen av autoprotolyse (kapittel X § 5). Vet du at rent vann er i homofaselikevekt?
2H 2 OH 3 O + + OH -
for en kvantitativ beskrivelse som du kan bruke loven om massehandling, hvis matematiske uttrykk er autoprotolyse konstant(ionprodukt) av vann
Autoprotolyse er karakteristisk ikke bare for vann, men også for mange andre væsker, hvis molekyler er forbundet med hydrogenbindinger, for eksempel for ammoniakk, metanol og hydrogenfluorid:
| 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - | K(NH3) = 1,91. 10 –33 (ved –50 o С); |
| 2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O - | K(CH30H) = 4,90. 10–18 (ved 25 o C); |
| 2HF H 2 F + + F - | K(HF) = 2,00. 10–12 (ved 0 o C). |
For disse og mange andre stoffer er autoprotolysekonstanter kjent, som tas i betraktning ved valg av løsemiddel for ulike kjemiske reaksjoner.
Symbolet som ofte brukes for å betegne autoprotolysekonstanten er K S.
Autoprotolysekonstanten avhenger ikke av teorien der autoprotolyse vurderes. Verdiene til likevektskonstantene, tvert imot, avhenger av den aksepterte modellen. Vi vil verifisere dette ved å sammenligne beskrivelsen av vannautoprotolyse i henhold til den protolytiske teorien (venstre kolonne) og i henhold til den utdaterte, men fortsatt mye brukte teorien om elektrolytisk dissosiasjon (høyre kolonne):
I følge teorien om elektrolytisk dissosiasjon ble det antatt at vannmolekyler delvis dissosieres (dekomponeres) til hydrogenioner og hydroksydioner. Teorien forklarte verken årsakene eller mekanismen for denne "oppløsningen". Navnet "autoprotolysekonstant" brukes vanligvis i den protolytiske teorien, og "ionisk produkt" i teorien om elektrolytisk dissosiasjon.
20.3. Surhet og basicitetskonstanter. Hydrogen indikator
Loven om massevirkning brukes også til å kvantifisere syre-base-egenskapene til ulike stoffer. I den protolytiske teorien brukes surhets- og basicitetskonstanter for dette, og i teorien om elektrolytisk dissosiasjon - dissosiasjonskonstanter.
Hvordan den protolytiske teorien forklarer syre-base-egenskapene til kjemikalier, vet du allerede (kap. XII § 4). La oss sammenligne denne tilnærmingen med tilnærmingen til teorien om elektrolytisk dissosiasjon ved å bruke eksemplet på en reversibel homofasereaksjon med vann av blåsyre HCN, en svak syre (til venstre - i henhold til den protolytiske teorien, til høyre - i henhold til teorien av elektrolytisk dissosiasjon):
HCN + H 2 O H 3 O + + CN -
K K(HCN) = K C. == 4,93. 10–10 mol/l |
HCN H + + CN –
Likevektskonstant K C i dette tilfellet kalles dissosiasjonskonstant(eller ioniseringskonstant), angitt TIL og er lik surhetskonstanten i den protolytiske teorien. K = 4,93. 10–10 mol/l |
Graden av protolyse av en svak syre () i teorien om elektrolytisk dissosiasjon kalles grad av dissosiasjon(hvis bare denne teorien anser det gitte stoffet som en syre).
I den protolytiske teorien, for å karakterisere basen, kan du bruke dens basicitetskonstant, eller du kan klare deg med surhetskonstanten til konjugatsyren. I teorien om elektrolytisk dissosiasjon ble bare stoffer som dissosierte i løsning til kation- og hydroksidioner betraktet som baser, derfor ble det for eksempel antatt at ammoniakkløsning inneholder "ammoniumhydroksid", og senere - ammoniakkhydrat
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
K O (NH 3) \u003d K C .
= |
NH3. H 2 O NH 4 + + OH -
Likevektskonstant K C og i dette tilfellet kalles dissosiasjonskonstanten, betegnet TIL og er lik basicitetskonstanten. K = 1,74. 10–5 mol/l Det er ikke noe konsept for en konjugert syre i denne teorien. Ammoniumionet regnes ikke som en syre. Det sure miljøet i løsninger av ammoniumsalter forklares med hydrolyse. |
1,74. 10–5 mol/l
Enda vanskeligere i teorien om elektrolytisk dissosiasjon er beskrivelsen av de grunnleggende egenskapene til andre stoffer som ikke inneholder hydroksylsyrer, for eksempel aminer (metylamin CH 3 NH 2, anilin C 6 H 5 NH 2, etc.).
For å karakterisere de sure og basiske egenskapene til løsninger, brukes en annen fysisk mengde - PH verdi(angitt med pH, les "ph"). Innenfor rammen av teorien om elektrolytisk dissosiasjon ble hydrogenindeksen bestemt som følger:
pH = –lg
En mer presis definisjon, tatt i betraktning fraværet av hydrogenioner i løsningen og umuligheten av å ta logaritmer av måleenheter:
pH = –lg()
Det vil være mer riktig å kalle denne verdien "oksonium", og ikke pH-verdien, men dette navnet brukes ikke.
Det er definert på samme måte som hydrogen hydroksidindeks(angitt med pOH, les "pe oash").
pOH = -lg()
Krøllete parenteser som angir den numeriske verdien av en mengde i uttrykk for hydrogen- og hydroksydindeksene er veldig ofte ikke satt, og glemmer at det er umulig å ta logaritmen til fysiske mengder.
Siden det ioniske produktet av vann er en konstant verdi ikke bare i rent vann, men også i fortynnede løsninger av syrer og baser, er hydrogen- og hydroksydindeksene sammenkoblet:
K (H 2 O) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = -14
pH + pOH = 14
I rent vann = = 10–7 mol/l er derfor pH = pOH = 7.
I en sur løsning (i en sur løsning) er det et overskudd av oksoniumioner, konsentrasjonen deres er større enn 10 -7 mol / l og derfor pH< 7.
I en baseløsning (alkalisk løsning) er det tvert imot et overskudd av hydroksidioner, og følgelig er konsentrasjonen av oksoniumioner mindre enn 10–7 mol/l; i dette tilfellet pH > 7.
20.4. Hydrolyse konstant
Innenfor rammen av teorien om elektrolytisk dissosiasjon betraktes reversibel hydrolyse (hydrolyse av salter) som en egen prosess, mens tilfeller av hydrolyse skilles ut.
- salter av en sterk base og en svak syre
- salter av en svak base og en sterk syre, og
- salter av en svak base og en svak syre.
La oss vurdere disse tilfellene parallelt innenfor rammen av den protolytiske teorien og innenfor rammen av teorien om elektrolytisk dissosiasjon.
Salt av en sterk base og en svak syre
Som et første eksempel kan du vurdere hydrolysen av KNO 2, et salt av en sterk base og en svak monobasisk syre.
| K+, NO 2 - og H 2 O. NO 2 - er en svak base, og H 2 O er en amfolytt, derfor er en reversibel reaksjon mulig NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, hvis likevekt er beskrevet av basicitetskonstanten til nitrittionet og kan uttrykkes i form av surhetskonstanten til salpetersyre: K o (NO 2 -) \u003d |
Når dette stoffet er oppløst, dissosieres det irreversibelt til K + og NO 2 - ioner: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Med samtidig tilstedeværelse av H + og NO 2 - ioner i løsningen, oppstår en reversibel reaksjon H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Likevekten til hydrolysereaksjonen er beskrevet av hydrolysekonstanten ( K h) og kan uttrykkes i form av dissosiasjonskonstanten ( TIL e) salpetersyre: K h = K c .
= |
Som du kan se, i dette tilfellet er hydrolysekonstanten lik basisitetskonstanten til basepartikkelen.
Til tross for at reversibel hydrolyse bare skjer i løsning, blir den fullstendig "undertrykt" når vann fjernes, og derfor kan ikke produktene fra denne reaksjonen oppnås, innenfor rammen av teorien om elektrolytisk dissosiasjon, er ligningen for molekylær hydrolyse. også skrevet:
KNO 2 + H 2 O KOH + HNO 2
Som et annet eksempel kan du vurdere hydrolysen av Na 2 CO 3, et salt av en sterk base og en svak dibasisk syre. Resonnementet her er nøyaktig det samme. Innenfor rammen av begge teorier oppnås en ionisk ligning:
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
Innenfor rammen av den protolytiske teorien kalles den karbonation-protolyseligningen, og i rammen av den elektrolytiske dissosiasjonsteorien kalles den den ioniske ligningen for natriumkarbonathydrolyse.
Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH
Basicitetskonstanten til karbonationet i rammeverket til TED kalles hydrolysekonstanten og uttrykkes gjennom "dissosiasjonskonstanten til karbonsyre i andre trinn", det vil si gjennom surhetskonstanten til hydrokarbonationet.
Det skal bemerkes at under disse forholdene reagerer HCO 3 -, som er en veldig svak base, praktisk talt ikke med vann, siden mulig protolyse undertrykkes av tilstedeværelsen av veldig sterke basepartikler, hydroksidioner, i løsningen.
Salt av en svak base og en sterk syre
Tenk på hydrolysen av NH 4 Cl. Innenfor rammen av TED er det et salt av en svak monosyrebase og en sterk syre.
| I løsningen av dette stoffet er det partikler: NH4+, Cl- og H2O. NH 4 + er en svak syre, og H 2 O er en amfolytt, derfor er en reversibel reaksjon mulig NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, hvis likevekt er beskrevet av surhetskonstanten til ammoniumionet og kan uttrykkes i form av basicitetskonstanten til ammoniakk: K K (NH 4+) \u003d |
Når dette stoffet er oppløst, dissosieres det irreversibelt til NH 4 + og Cl - ioner: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - Vann er en svak elektrolytt og dissosierer reversibelt: H 2 O H + + OH - NH 4 + + OH - NH 3. H2O Ved å legge til ligningene til disse to reversible reaksjonene og bringe like termer, får vi den ioniske hydrolyseligningen NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ Likevekten til hydrolysereaksjonen er beskrevet av hydrolysekonstanten og kan uttrykkes i form av dissosiasjonskonstanten til ammoniakkhydrat: K h = |
I dette tilfellet er hydrolysekonstanten lik surhetskonstanten til ammoniumionet. Dissosiasjonskonstanten til ammoniakkhydrat er lik basisitetskonstanten til ammoniakk.
Molekylær ligning for hydrolyse (innenfor rammen av TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl
Et annet eksempel på en hydrolysereaksjon av salter av denne typen er hydrolysen av ZnCl2.
| I en løsning av dette stoffet er det partikler: Zn2+ En q Cl- og H20. Sinkioner er akvakasjoner 2+ og er svake kationsyrer, og H 2 O er en amfolytt, derfor er en reversibel reaksjon mulig 2= + H 2 O + + H 3 O + , hvis likevekt er beskrevet av surhetskonstanten til sinkvannet og kan uttrykkes i form av basicitetskonstanten til triakvahydroksozinkionet: K K ( 2+ ) = = | Når dette stoffet er oppløst, dissosieres det irreversibelt til Zn 2+ og Cl - ioner: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - Vann er en svak elektrolytt og dissosierer reversibelt: H 2 O H + + OH - Med samtidig tilstedeværelse av OH - og Zn 2+ ioner i løsningen, oppstår en reversibel reaksjon Zn 2+ + OH - ZnOH+ Ved å legge til ligningene til disse to reversible reaksjonene og bringe like termer, får vi den ioniske hydrolyseligningen Zn2+ + H2O ZnOH + + H+ Likevekten til hydrolysereaksjonen er beskrevet av hydrolysekonstanten og kan uttrykkes i form av "dissosiasjonskonstanten til sinkhydroksid i andre trinn": K h = |
Hydrolysekonstanten til dette saltet er lik surhetskonstanten til sinkvannet, og dissosiasjonskonstanten til sinkhydroksid i det andre trinnet er lik basicitetskonstanten til +-ionet.
.+-ionet er en svakere syre enn 2+-ionet, derfor reagerer det praktisk talt ikke med vann, siden denne reaksjonen undertrykkes på grunn av tilstedeværelsen av oksoniumioner i løsningen. Innenfor rammen av TED høres denne uttalelsen slik ut: "hydrolysen av sinkklorid i det andre trinnet går praktisk talt ikke" .
Molekylær ligning for hydrolyse (innenfor rammen av TED):
ZnCl2 + H2O Zn(OH)Cl + HCl.
Salt av en svak base og en svak syre
Med unntak av ammoniumsalter er slike salter generelt uløselige i vann. La oss derfor vurdere denne typen reaksjoner ved å bruke ammoniumcyanid NH 4 CN som eksempel.
| I løsningen av dette stoffet er det partikler: NH4+, CN- og H2O. NH 4 + er en svak syre, CN - er en svak base, og H 2 O er en amfolytt, derfor er slike reversible reaksjoner mulige: NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , (1) CN - + H 2 O HCN + OH - , (2) NH4++CN-NH3+HCN. (3) Den siste reaksjonen er å foretrekke, fordi i den, i motsetning til de to første, dannes både en svak syre og en svak base. Det er denne reaksjonen som hovedsakelig foregår når ammoniumcyanid løses opp i vann, men det er umulig å oppdage dette ved å endre surheten i løsningen. En svak alkalisering av løsningen skyldes det faktum at den andre reaksjonen fortsatt er noe mer å foretrekke enn den første, siden surhetskonstanten til blåsyre (HCN) er mye mindre enn basicitetskonstanten til ammoniakk. Likevekten i dette systemet er preget av surhetskonstanten til blåsyre, basicitetskonstanten til ammoniakk og likevektskonstanten til den tredje reaksjonen:
Vi uttrykker fra den første ligningen likevektskonsentrasjonen av blåsyre, og fra den andre ligningen - likevektskonsentrasjonen av ammoniakk og erstatter disse mengdene i den tredje ligningen. Som et resultat får vi
|
Når dette stoffet er oppløst, dissosieres det irreversibelt til NH 4 + og CN - ioner: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - Vann er en svak elektrolytt og dissosierer reversibelt: H 2 O H + + OH - Med samtidig tilstedeværelse av OH - og NH 4 + ioner i løsningen, oppstår en reversibel reaksjon NH 4 + + OH - NH 3. H2O Og med samtidig tilstedeværelse av H + og CN - ioner, fortsetter en annen reversibel reaksjon Ved å legge til ligningene til disse tre reversible reaksjonene og bringe like termer, får vi den ioniske hydrolyseligningen NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN Formen til hydrolysekonstanten i dette tilfellet er som følger: K h = Og det kan uttrykkes i form av dissosiasjonskonstanten til ammoniakkhydrat og dissosiasjonskonstanten til blåsyre: K h = |
Molekylær ligning for hydrolyse (innenfor rammen av TED):
NH4CN + H2O NH3. H2O + HCN
20.5. Solvatiseringskonstant (løselighetsprodukt)
Prosessen med kjemisk oppløsning av et fast stoff i vann (og ikke bare i vann) kan uttrykkes ved en ligning. For eksempel, i tilfelle av oppløsning av natriumklorid:
NaCl cr + ( n+m)H 2 O = + + -
Denne ligningen viser eksplisitt at den viktigste årsaken til oppløsningen av natriumklorid er hydratiseringen av Na + og Cl - ioner.
I en mettet løsning etableres en heterofaselikevekt:
NaCl cr + ( n+m)H 2 O + + - ,
som følger loven om masseaksjon. Men siden løseligheten til natriumklorid er ganske betydelig, kan uttrykket for likevektskonstanten i dette tilfellet bare skrives ved å bruke aktivitetene til ionene, som langt fra alltid er kjent.
Ved likevekt i en løsning av et lite løselig (eller praktisk talt uløselig stoff) kan uttrykket for likevektskonstanten i en mettet løsning skrives ved hjelp av likevektskonsentrasjoner. For eksempel for likevekt i en mettet løsning av sølvklorid
AgCl cr + ( n+m)H 2 O + + -
Siden likevektskonsentrasjonen av vann i en fortynnet løsning er nesten konstant, kan vi skrive
K G (AgCl) = K C . n+m = .
Det samme forenklet
K G (AgCl) = eller K G(AgCl) =
Den resulterende verdien ( K D) er navngitt hydreringskonstanter(i tilfelle av noen, og ikke bare vandige løsninger - løsningskonstanter).
Innenfor rammen av teorien om elektrolytisk dissosiasjon er likevekten i en AgCl-løsning skrevet som følger:
AgCl cr Ag + + Cl –
Den tilsvarende konstanten kalles løselighetsprodukt og er betegnet med bokstavene PR.
PR(AgCl) =
Avhengig av forholdet mellom kationer og anioner i formelenheten, kan uttrykket for solvatiseringskonstanten (løselighetsproduktet) være forskjellig, for eksempel:
Verdiene av hydratiseringskonstanter (løselighetsprodukter) for noen dårlig løselige stoffer er gitt i vedlegg 15.
Når du kjenner løselighetsproduktet, er det lett å beregne konsentrasjonen av et stoff i en mettet løsning. Eksempler:
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.
Hvis det under en kjemisk reaksjon dukker opp ioner i løsningen som er en del av et dårlig løselig stoff, er det lett å finne ut om det vil utfelles, når man kjenner løselighetsproduktet til dette stoffet.
Eksempler:
1. Vil kobberhydroksid utfelles når 100 ml 0,01 M kalsiumhydroksidløsning tilsettes til et likt volum av 0,001 M kobbersulfatløsning?
Cu 2+ + 2OH - Cu (OH) 2
Et bunnfall av kobberhydroksid dannes hvis produktet av konsentrasjonene av Cu 2+ og OH - ioner er større enn produktet av løseligheten til dette tungtløselige hydroksydet. Etter å ha hellet oppløsninger med likt volum, vil det totale volumet av oppløsningen bli dobbelt så stort som volumet til hver av de første oppløsningene, derfor vil konsentrasjonen av hvert av de reagerende stoffene (før starten av reaksjonen) halveres. Konsentrasjonen i den resulterende løsningen av kobberioner
c(Cu 2+) \u003d (0,001 mol/l): 2 \u003d 0,0005 mol/l.
Konsentrasjonen av hydroksidioner -
c (OH -) \u003d (2, 0,01 mol/l): 2 \u003d 0,01 mol/l.
Løselighetsprodukt av kobberhydroksid
PR \u003d 2 \u003d 5.6. 10–20 mol 3 /l 3.
c(Cu2+). ( c(OH -)) 2 \u003d 0,0005 mol / l. (0,01 mol/l) 2 \u003d 5. 10–8 mol 3 /l 3 .
Konsentrasjonsproduktet er større enn løselighetsproduktet, så det dannes et bunnfall.
2. Vil sølvsulfat utfelles når like volumer 0,02 M natriumsulfatløsning og 0,04 M sølvnitratløsning helles?
2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4
Konsentrasjonen i den resulterende løsningen av sølvioner
c (Ag +) \u003d (0,04 mol/l): 2 \u003d 0,02 mol/l.
Konsentrasjonen i den resulterende løsningen av sulfationer
c(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol/l): 2 \u003d 0,01 mol/l.
Løselighetsprodukt av sølvsulfat
PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10–5 mol 3 /l 3 .
Produktet av konsentrasjonene av ioner i løsning
{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 .
Konsentrasjonsproduktet er mindre enn løselighetsproduktet, så det dannes ikke noe bunnfall.
20.6. Konverteringsgrad (grad av protolyse, grad av dissosiasjon, grad av hydrolyse)
Effektiviteten av reaksjonen blir vanligvis evaluert ved å beregne utbyttet av reaksjonsproduktet (avsnitt 5.11). Du kan imidlertid også evaluere effektiviteten av reaksjonen ved å bestemme hvilken del av det viktigste (vanligvis det dyreste) stoffet som ble til målreaksjonsproduktet, for eksempel hvilken del av SO 2 som ble til SO 3 under produksjonen av svovelsyre syre, altså finne grad av konvertering originalt stoff.
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
klor (reagens) omdannes likt til kaliumklorid og kaliumhypokloritt. I denne reaksjonen, selv med et 100% utbytte av KClO, er graden av omdannelse av klor til det 50%.
Mengden kjent for deg - graden av protolyse (avsnitt 12.4) - er et spesielt tilfelle av konverteringsgraden:
Innenfor rammen av TED kalles tilsvarende mengder grad av dissosiasjon syrer eller baser (også referert til som graden av protolyse). Graden av dissosiasjon er relatert til dissosiasjonskonstanten i henhold til Ostwald fortynningsloven.
Innenfor rammen av samme teori er likevekten i hydrolyse preget av grad av hydrolyse (h), mens du bruker følgende uttrykk som relaterer det til den opprinnelige konsentrasjonen av stoffet ( Med) og dissosiasjonskonstanter for svake syrer (K HA) og svake baser dannet under hydrolyse ( K MOH):
Det første uttrykket er gyldig for hydrolyse av et salt av en svak syre, det andre for et salt av en svak base, og det tredje for et salt av en svak syre og en svak base. Alle disse uttrykkene kan bare brukes for fortynnede løsninger med en hydrolysegrad på ikke mer enn 0,05 (5%).
Lov om massevirkning, homofasiske reaksjoner, heterofasereaksjoner, fastfasereaksjoner, autoprotolysekonstant (ionisk produkt), dissosiasjons- (ioniserings-) konstant, grad av dissosiasjon (ionisering), hydrogenindeks, hydroksidindeks, hydrolysekonstant, solvatiseringskonstant (løselighetsprodukt) , konverteringsgrad .
- List opp faktorene som forskyver den kjemiske likevekten og endrer likevektskonstanten.
- Hvilke faktorer gjør det mulig å forskyve den kjemiske likevekten uten å endre likevektskonstanten?
- Det er nødvendig å tilberede en løsning som inneholder 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl og 0,24 mol K2SO4 i 1 liter. Hvordan gjøre dette, bare ha natriumklorid, kaliumklorid og natriumsulfat til rådighet?
- Bestem graden av protolyse av eddiksyre, blåsyre og salpetersyre i desimolare, centomolare og millimolare løsninger.
- Graden av protolyse av smørsyre i en 0,2 M løsning er 0,866%. Bestem surhetskonstanten til dette stoffet.
- Ved hvilken konsentrasjon av løsningen vil graden av protolyse av salpetersyrling være 0,2?
- Hvor mye vann må tilsettes 300 ml 0,2 M eddiksyreløsning for å doble graden av syreprotolyse?
- Bestem graden av protolyse av hypoklorsyre hvis pH = 6 i løsningen Hva er konsentrasjonen av syre i denne løsningen?
- Løsningens pH er 3. Hva skal konsentrasjonen av a) salpetersyre, b) eddiksyre være for dette?
- Hvordan bør konsentrasjonen av a) oksoniumioner, b) hydroksidioner i en løsning endres slik at pH i løsningen øker med én?
- Hvor mange oksoniumioner er det i 1 ml løsning ved pH = 12?
- Hvordan vil pH i vann endres hvis 0,4 g NaOH tilsettes 10 liter av det?
- Beregn konsentrasjonene av oksoniumioner og hydroksidioner, samt verdiene av hydrogen- og hydroksidindekser i følgende vandige løsninger: a) 0,01 M HCl-løsning; b) 0,01 M løsning av CH3COOH; c) 0,001 M NaOH-løsning; d) 0,001 M NH3-løsning.
- Ved å bruke verdiene til løselighetsproduktene gitt i vedlegget, bestemmer du konsentrasjonen og massefraksjonen av oppløste stoffer i en løsning av a) sølvklorid, b) kalsiumsulfat, c) aluminiumfosfat.
- Bestem mengden vann som kreves for å løse opp bariumsulfat som veier 1 g ved 25 o C.
- Hva er massen av sølv i form av ioner i 1 liter sølvbromidløsning mettet ved 25 o C?
- Hvilket volum av en løsning av sølvsulfid mettet ved 25 o C inneholder 1 mg av et oppløst stoff?
- Oppstår det et bunnfall hvis et likt volum av 0,4 M KCl-løsning tilsettes til en 0,05 M Pb(NO 3) 2-løsning?
- Bestem om et bunnfall vil dannes etter å ha hellet 5 ml 0,004 M CdCl 2-løsning og 15 ml 0,003 M KOH-løsning.
- Følgende stoffer er til din disposisjon: 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. 4H20, ZnO, NaI. 2H20, CO2, N2, Ba(OH)2. 8H20, AgN03. For hvert av disse stoffene, på et eget kort, svar på følgende spørsmål:
1) Hva slags struktur har dette stoffet under normale forhold (molekylært eller ikke-molekylært)?
2) I hvilken aggregeringstilstand er dette stoffet ved romtemperatur?
3) Hvilken type krystaller danner dette stoffet?
4) Beskriv den kjemiske bindingen i dette stoffet.
5) Hvilken klasse i henhold til den tradisjonelle klassifiseringen tilhører dette stoffet?
6) Hvordan interagerer dette stoffet med vann? Hvis det oppløses eller reagerer, gi den kjemiske ligningen. Kan vi reversere denne prosessen? Hvis vi gjør det, under hvilke forhold? Hvilke fysiske størrelser kan karakterisere likevektstilstanden i denne prosessen? Hvis et stoff er løselig, hvordan kan dets løselighet økes?
7) Er det mulig å utføre reaksjonen av dette stoffet med saltsyre? Hvis mulig, under hvilke forhold? Gi reaksjonsligningen. Hvorfor finner denne reaksjonen sted? Er hun reversibel? Hvis reversibel, så under hvilke forhold? Hvordan øke utbyttet i denne reaksjonen? Hva vil endre seg hvis vi bruker tørt hydrogenklorid i stedet for saltsyre? Gi den tilsvarende reaksjonslikningen.
8) Er det mulig å utføre reaksjonen av dette stoffet med en løsning av natriumhydroksid? Hvis mulig, under hvilke forhold? Gi reaksjonsligningen. Hvorfor finner denne reaksjonen sted? Er hun reversibel? Hvis reversibel, så under hvilke forhold? Hvordan øke utbyttet i denne reaksjonen? Hva vil endres hvis tørr NaOH brukes i stedet for natriumhydroksidløsning? Gi den tilsvarende reaksjonslikningen.
9) Gi alle kjente metoder for å skaffe dette stoffet.
10) Gi alle navnene på dette stoffet kjent for deg.
Når du svarer på disse spørsmålene, kan du bruke hvilken som helst referanselitteratur.
På likevekten som etableres i en løsning av en svak elektrolytt mellom molekyler og ioner, kan man anvende lovene for kjemisk likevekt og skrive ned uttrykket for likevektskonstanten. For eksempel, for elektrolytisk dissosiasjon (protolyse) av eddiksyre, som fortsetter under påvirkning av vannmolekyler,
CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO -
likevektskonstanten har formen
Det er to måter å skrive verdien på surhets- og basicitetskonstantene. I den første metoden er verdiene til konstanten og temperaturen angitt på samme linje etter reaksjonsligningen og et komma, for eksempel,
HF + H 2 O ↔ H 3 O + + F - , K k \u003d 6,67 10 -4 mol l -1 (25 ° С).
I den andre metoden registreres først verdien av konstanten, og deretter er de sure og basiske formene til elektrolytten, løsningsmidlet (vanligvis vann) og temperaturen gitt i parentes:
K k \u003d 6,67 10 -4 (HF, F -, H 2 O, 25 ° C) mol l -1.
Surhets- og basicitetskonstantene avhenger av elektrolyttens natur, løsningsmiddel, temperatur, men er ikke avhengig av konsentrasjonen av løsningen. De karakteriserer evnen til en gitt syre eller en gitt base til å dekomponere til ioner: jo høyere verdi av konstanten, jo lettere dissosieres elektrolytten.
Flerbasiske syrer, så vel som baser av to- eller flere valente metaller, dissosieres i trinn. Komplekse likevekter etableres i løsninger av disse stoffene, hvor ioner med forskjellige ladninger deltar. For eksempel skjer dissosiasjonen av karbonsyre i to trinn:
H 2 CO 3 + H 2 O ↔ H 3 O + + HCO 3-;
HCO 3 - + H 2 O ↔ H 3 O - + CO 3 2–.
Første saldo - første trinn i protolyse- karakterisert ved en surhetskonstant, betegnet med K k1:
total likevekt
H 2 CO 3 + 2H 2 O ↔ 2H 3 O + + CO 3 2 -
tilsvarer den totale surhetskonstanten K til:
| K k = |
Verdiene K k, K k1 og K k2 er relatert til hverandre ved relasjonen:
K k \u003d K k1 K k2.
Ved trinnvis dissosiasjon av stoffer skjer dekomponering i neste trinn alltid i mindre grad enn i det forrige (i det andre er det mindre enn i det første osv.) Med andre ord observeres følgende ulikheter:
K k > K k2 > K k3 og K 01 > K 02 > K 03. . .
Dette forklares med det faktum at energien som må brukes for å løsne et ion er minimal når det løsnes fra et nøytralt molekyl og blir større etter hvert som det dissosieres langs hvert neste trinn.
Hvis vi betegner konsentrasjonen av en elektrolytt som brytes ned til to ioner gjennom c in, og graden av dens dissosiasjon i en gitt løsning som α, så vil konsentrasjonen av hver av ionene være c i α, og konsentrasjonen av udissosierte molekyler c i (1 - a). Så har ligningen for protolysekonstanten K k, ω (enten surhetskonstanten eller basicitetskonstanten) formen:
Denne ligningen uttrykker Ostwald-fortynningsloven. Det gjør det mulig å beregne graden av dissosiasjon ved forskjellige elektrolyttkonsentrasjoner hvis dissosiasjonskonstanten er kjent. Ved å bruke denne ligningen kan man også beregne dissosiasjonskonstanten til elektrolytten, kjenne dens grad av dissosiasjon ved en gitt konsentrasjon.
For løsninger der dissosiasjonen av elektrolytten er veldig liten, er Ostwald-ligningen forenklet. Siden i slike tilfeller α<<, то величиной α в знаменателе уравнения для К к,ω можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид.
I det generelle tilfellet, i samsvar med Bronsted-Lowrys protolytiske teori, i henhold til ligning (4.2), har vi for dissosiasjonen av en svak monobasisk syre:
Ekte termodynamisk konstant TIL denne balansen vil
hvor alle aktiviteter er i likevekt. La oss representere dette forholdet i formen:
Betegn, som i forrige tilfelle, produktet av to konstanter TIL og en (H 2 O) til og med (H 2 O) \u003d konst T= konst. Deretter
eller omtrentlig:
hvor alle konsentrasjoner er i likevekt. Her er verdien TIL EN kalt syredissosiasjons- (ioniserings-) konstant eller rett og slett surhetskonstant.
For mange svake syrer, de numeriske verdiene TIL EN er veldig små, så i stedet for TIL EN søke om styrkeindikator (eller bare en indikator):
RK EN =- lg TIL EN .
Jo mer TIL EN(dvs. jo mindre s TIL EN ), jo sterkere syren.
La startkonsentrasjonen av en monobasisk syre HB være lik graden av dissosiasjonen (ionisering) i løsningen. Da vil likevektskonsentrasjonene til ioner [Н 3 О + ] og [В - ] være lik [Н 3 О + ] = [В - ] = αс EN , en likevektssyrekonsentrasjon [HB] = Med EN - α Med EN = Med EN(1 - a). Ved å erstatte disse verdiene av likevektskonsentrasjoner i uttrykket for likevektskonstanten (4.10), får vi:
Hvis i stedet for konsentrasjon Med EN bruke dens gjensidighet V- fortynning (fortynning), uttrykt i l / mol, V=1/Med EN , deretter formelen for TIL EN vil se slik ut:
Dette forholdet, så vel som uttrykket
beskrive fortynningsloven (eller fortynningsloven) av Ostwald for en svak binær elektrolytt. For a1 (et typisk tilfelle i mange analytiske systemer)
Det er lett å vise at i det generelle tilfellet for en svak elektrolytt av enhver sammensetning K n Am , spaltes til ioner i henhold til skjemaet
K n A m = P TIL t+ +t EN n -
Ostwalds fortynningslov er beskrevet av relasjonen
Hvor Med- startkonsentrasjonen av en svak elektrolytt, for eksempel en svak syre. Så for ortofosforsyre H 3 RO 4 (S = 3,
T= 1), som totalt henfaller til ioner i henhold til skjemaet
.
For en binær elektrolytt blir relasjonen til (4.11). For a1 har vi:
La oss finne likevektsverdien til pH i en løsning av en monobasisk syre HB. Likevektskonsentrasjon av hydrogenioner
Ved å bruke notasjonen får vi:
pH = 0,5 (p TIL EN+s Med EN). (4.12)
For å beregne likevekts-pH-verdien til en løsning av en svak monobasisk syre, er det nødvendig å kjenne surhetskonstanten til denne syren TIL EN og dens opprinnelige konsentrasjon Med EN .
Beregn pH til en eddiksyreløsning med en startkonsentrasjon på 0,01 mol/L.
Ved romtemperatur for eddiksyre TIL EN = 1,74 10 -5 og s TIL EN = 4,76.
I henhold til formel (4.12) kan vi skrive:
pH = 0,5 (p TIL EN+s Med EN) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
En lignende vurdering kan utføres for likevekter i en løsning av en hvilken som helst svak multibasic syrer.
Flerbasiske syrer dissosieres til ioner trinnvis, i flere stadier, som hver er preget av sin egen likevektskonstant trinnvis syredissosiasjonskonstant. Så, for eksempel, i løsninger av ortoborsyre H 3 BO 3, etableres likevekter (verdiene til konstantene er gitt for 25 ° C):
H 3 BO 3 + H 2 O \u003d H 3 O + +, TIL 1
= 
H 2 O \u003d H 3 O + +, TIL 2
= 
H 2 O \u003d H 3 O + +, TIL 3 =
Syredissosiasjonskonstanten for hvert påfølgende trinn er mindre enn dissosiasjonskonstanten for forrige trinn - vanligvis med flere størrelsesordener.
Produktet av alle trinnvise dissosiasjonskonstanter er lik den totale syredissosiasjonskonstanten K:
TIL 1 TIL 2 ...TIL P =K.
Dermed er det lett å se at for ortoborsyre er verdien
TIL 1
TIL 2
TIL 3
=K= 
er den totale syredissosiasjonskonstanten i henhold til skjemaet:
4.3.2 Basicitetskonstant og pH for løsninger av svake baser
I samsvar med den protolytiske teorien om syrer og baser fra Bronsted-Lowry, i det generelle tilfellet, for ionisering av en enkelt syresvak base B i vandige løsninger, kan man skrive:
B + H 2 O \u003d HB + + OH -
Hvis graden av ionisering av basen er a1, kan konsentrasjonskonstanten tas som konstanten for denne kjemiske likevekten
Går vi frem på samme måte som den forrige, får vi:
TIL = =K b = const når T= konst
som produktet av to konstanter TIL\u003d const og [H 2 O] \u003d const.
La oss kalle mengden K b , lik, derfor,
K b = , (4.13)
dissosiasjons- (ioniserings-) konstant for en svak enkelt syrebaseellerbare en grunnleggende konstant denne basen, og verdien
s K b = K b ,
En styrkeindikator (eller ganske enkelt en indikator) på basicitetskonstanten.
I henhold til Ostwald-utvanningsloven i saken under vurdering (ligner på forhold (4.11))
K b =,
hvor er graden av ionisering av en enkelt syresvak base, og er dens begynnelseskonsentrasjon. Siden for en svak base a1, da
La oss finne likevekts-pH-verdien til en vandig løsning av monosyrebasen under vurdering ved romtemperatur. I samsvar med formel (4.7) har vi:
pH = p TIL w - rOH = 14 - rOH.
La oss bestemme verdien av pOH = [OH - ]. Åpenbart
[OH -] = = 
Bruke indikatorer pON = [OH - ], s TIL b =K b Og
p = , vi får: pOH = 0,5 (s TIL b+ p). Ved å erstatte dette uttrykket med formelen ovenfor for pH, kommer vi til forholdet
pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0,5 (p TIL b+ p).
Så likevekts-pH-verdien i en løsning av en svak enkelt syrebase kan beregnes ved å bruke formelen (4.15):
pH = 14 - 0,5 (s TIL b+ p). (4,15)
Beregn pH i en 0,01 mol/l vandig løsning av ammoniakk, som ved romtemperatur TIL b= og s TIL b = 4,76.
I en vandig løsning av ammoniakk etableres en likevekt:
som for det meste er forskjøvet til venstre, slik at ioniseringsgraden av ammoniakk er . Derfor, for å beregne pH-verdien, kan du bruke relasjonen (4.15):
pH = 14 - 0,5 (s TIL b+ p) =
En lignende vurdering kan utføres for enhver svak polysyre begrunnelse. Riktignok oppnås i dette tilfellet mer tungvinte uttrykk.
Svake polysyrebaser, som svake flerbasiske syrer, dissosieres i trinn, og hvert dissosiasjonstrinn har også sin egen trinnvise dissosiasjonskonstant av basen - den trinnvise basicitetskonstanten.
Så, for eksempel, spaltes blyhydroksid Pb (OH) 2 i vandige løsninger til ioner i to trinn:
De samme likevektene kan skrives på en annen måte, ved å følge (innenfor rammen av den protolytiske teorien) definisjonen av en base som et stoff som fester et proton, i dette tilfellet aksepterer det fra et vannmolekyl:
I dette tilfellet kan de trinnvise basicitetskonstantene representeres som:
Med en slik registrering av disse likevektene antas det at protonet fra vannmolekylet går over til hydroksylgruppen med dannelsen av vannmolekylet (), som et resultat av at antall vannmolekyler nær bly (II) atomet øker med én, og antallet hydroksylgrupper assosiert med bly(II)-atomet ), reduseres også med én ved hvert dissosiasjonstrinn.
Arbeid TIL 1 TIL 2 =K=[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =
2.865 hvor TIL- full dissosiasjonskonstant i henhold til ordningen
eller etter en annen ordning
som til slutt fører til samme resultat.
Et annet eksempel er den organiske basen etylendiamin som gjennomgår ionisering i vandig løsning i to trinn. Første trinn:
Andre trinn:
Arbeid 
-
total dissosiasjonskonstant. Det samsvarer med balansen
De numeriske verdiene til likevektskonstantene er gitt ovenfor for romtemperatur.
Som i tilfellet med polybasiske syrer, for en svak polysyrebase, er dissosiasjonskonstanten for hvert påfølgende trinn vanligvis flere størrelsesordener mindre enn dissosiasjonskonstanten for det forrige trinnet.
I tabellen. 4.2 viser de numeriske verdiene til konstantene for surhet og basicitet til noen svake syrer og baser.
Tabell 4.2. Ekte termodynamiske ioniseringskonstanter i vandige løsninger av noen syrer og baser.
TIL EN- surhetskonstant, TIL b- basicitetskonstant,
TIL 1 - dissosiasjonskonstant for det første trinnet,
TIL 2
- dissosiasjonskonstant for andre trinn osv.
| Dissosiasjonskonstanter for svake syrer |
||
| Syre | TIL EN | R TIL EN=-lg TIL EN |
| nitrogenholdig Aminoeddik benzoisk Boric (ortoboric) Tetrabornaya | ||