химический каталог




Общая и неорганическая химия

Автор Н.С.Ахметов

с обратимый. Применив закон действующих масс к процессу распада соединения КПАТ в растворе на ионы К"" и А™'

K„Am(p) ЯК"Чр) + тпА"-(р)

201

получим

_ [К"*]"[А""]" С ~ [КПАП]

Константы кислотности и основности. Применим закон действующих масс к ионизации кислоты в водном растворе. Например, для ионизации азотистой кислоты

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе, поэтому ее называют константой ионизации. Очевидно, чем больше константа ионизации, тем более ионизировано соединение. Поскольку константа равновесия от концентрации не зависит, константа ионизации дает более общую характеристику силы электролита, чем степень ионизации.

Однако это верно лишь для слабых электролитов, растворы которых содержат сравнительно немного ионов. У сильных же электролитов вследствие большого числа ионов заметно сказывается электростатическое взаимодействие ионов друг с другом. Это лишает ион возможности вести себя независимо от других. Свойства электролита оказываются такими, как будто бы концентрация его ионов иная, чем на самом деле. Результатом этого являются отклонение от закона действующих масс и изменение величины К при изменении концентрации растворенного вещества (в частности, при разбавлении раствора).

Для распространения закона действующих масс на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение константы равновесия подставляют его эффективную концентрацию (т.е. проявляющую себя в действии) — так называемую активность а. Например, для сильного электролита КпАт

Кт* А""

Как и концентрацию, активность выражают в моль/л. Соотношение между активностью а и концентрацией с дается выражением а — /с, где /— коэффициент активности. Он характеризует отличие свойств растворов сильных электролитов от свойств разбавленных растворов слабых электролитов. В. предельно разбавленных растворах (близких к "идеальным") электростатическое взаимодействие ионов практически отсутствует из-за их удаленности друг от друга. В этом случае коэффициент активности близок к единице, т.е. а = с. Активность и коэффициент активности определяют на основании экспериментальных данных.

При обсуждении последующего материала примем, что концентрации разбавленных растворов электролитов существенно не отличаются от их активностей. 202

HN02 + Н20 ^ OHt + NO:

константа равновесия

[он Spoil

[HN02][H20]

А'к =

В разбавленных растворах концентрация воды — величина практически постоянная. Поэтому эту величину целесообразно включать в константу равновесия ?[Н20] = Кк. Константу равновесия Кк называют константой кислотности

[ОНа-] [NQ2]

[HN02

или при упрощенной записи

HNO2 н* + NO;

К _ [Н* ] [N02] _ 5 7 .1 n-4 п к — з OQ Лк - [HNQ ] - ' 10 ' Р к - '

Константу кислотности можно определить экспериментально по измерению электрической проводимости раствора.

Очевидно, что чем сильнее кислота, тем ее константа кислотности больше (табл. 22).

Для характеристики силы кислоты часто вместо А'к применяют отрицательный десятичный логарифм его числового значения *

рА'к = —lgATK.

Для слабых кислот значения рКк положительны, и чем слабее кислота, тем больше рКк. Для сильных кислот рКк отрицательны (см. табл. 22).

Многоосновные кислоты ионизируются ступенчато, и каждая ступень кислотности характеризуется своим значением константы кислотности Кк и рКк, например:

*р — начальная буква датского слова potenz — математическая степень.

203

Н3РО4 5=* н* + Н2РО:

К _ [Н* ] [Н г РО4] _7ос.1п-з. nJT.— 9 19

к*1 - [Н3Р04] ' ' р к1 ~~ '

н2ро4 «=* н* + нроГ кк2 = [Н|н|"о°| - 0>31 •10'8; р**2 = 7-20-

HPOf г^НЧ Р04" Кк3 = ["НР02°] ] = 4,2-10-1"; рА-к3 = 12,92.

Т а б л и ц а 22. Классификация кислородсодержащих кислот по их в водных растворах*

Для неорганических кислородсодержащих кислот первая, вторая и третья константы кислотности находятся в соотношении, примерно равном 1 : 10"5 : Ю-10. В справедливости указанного соотношения для Н3РО4 нетрудно убедиться, если сопоставить приведенные выше значения АГк1, Ак2, А'кз. Первый ион водорода отрывается от молекулы кислоты легче, а последующие все труднее, так как возрастает отрицательный заряд кислотного остатка. (В частности, поэтому в растворе фосфорной кислоты ионов РО^- почти нет.)

Сила кислородсодержащих кислот зависит от строения молекулы. Формулу кислородсодержащих кислот в общем виде можно записать ЭОт(ОН)п, имея в виду, что в их молекулах имеются связи Н—О—Э и Э—О. Как показывают исследования, сила кислот практически не зависит от п (числа ОН-групп), но заметно возрастает с увеличением т. (числа несвязанных в ОН-группы атомов кислорода, т.е. со связями Э—О). По первой ступени ионизации кислоты типа Э(ОН)п относятся к очень слабым (KKi = 10"8—10"11, рА'к1 = 7—10), типа ЭО(ОН)„ — к слабым (А'к1 = Ю-2—Ю-4, pAKi = 1,5—4), типа Э02(ОН)п — к сильным и типа Э03(ОН)„ — к очень сильным (табл. 22).

Резкое возрастание силы в ряду кислот с увеличением т можно объяснить оттягиванием Электр

страница 58
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210 211 212 213 214 215 216 217 218 219 220 221 222 223 224 225 226 227 228 229 230 231 232 233

Скачать книгу "Общая и неорганическая химия" (5.36Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
столики на колесах сервировочные
сетка для бадминтона цена
Настенные электрические котлы купить
сплит-система daikin ftxg35j / rxg35k

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(28.03.2017)