химический каталог




Органическая химия. Часть 1

Автор О.А.Реутов, А.Л.Курц, К.П.Бутин

улы кис. роты превращаются в ацетатные И0НЬГ1 _ реакция (3 7)НэО+ + ОН—2Н20, ' ,3 6)

199

(3,7)

СНзСООН + он--* сн3соо-+ Н20.

Таким образом, в водных растворах сильных кислот (НС1) истинным носителем кислотных свойств является протон (точнее, ионы Н3О+, Н5О2+, Hg04+ и т. п.), а в растворах слабых кислот (СН3СООН) — как НзО+, так и недиссоциированная молекула кислоты. Аналогично в водных растворах сильных оснований единственно присутствующим основанием будет гидратиро-ванный ион ОН- (уравнение (3.5)), а в растворах слабых оснований — как ион ОН-, так и молекула В. Понимание такого различия необходимо при рассмотрении кислотного и основного катализа, например в реакциях карбонильных соединений (см. разд. 3.3.6).

3.3.2. КИСЛОТНОСТЬ И ОСНОВНОСТЬ В ВОДЕ

Если воду подвергнуть многократной перегонке в кварцевой или платиновой посуде, то оказывается, что, несмотря на такую тщательную очистку, вода все же сохраняет небольшую, но вполне определенную способность проводить электрический ток. Это обусловлено самоионизацией воды:

2Н2О^Н30+ + ОН-. (3.8)

Самоионизация наблюдается и для метанола, уксусной кислоты, жидкого аммиака и многих других протонных растворителей. С другой стороны, такие растворители, как жидкий S02, бензол, диоксан самоионизироваться не могут. Этот процесс характерен для амфотерных растворителей. Другое название самоионизации — автопротолиз.

Константа равновесия (3.8) при строгой термодинамической записи имеет вид

(3.9)

их молярным концентрациям (если используется молярная ^кала и в качестве стандартного состояния выбрана активен. 1 моль/л). Отсюда

я:~ка.„ = [н3о+пон-],

&де 1Н30+] а [ОН-] — молярные концентрации; Кавто — конс-1анта автопротолиза воды, равная 1,0(М0-1* моль2/л2 при25°С. Уравнение (3.8) показывает, что в чистой воде [НзО+1 = ИОН-], поэтому

[НаО+] = [ОН-] = V Ю-" = Ю-7 ПРИ 25 °СДля удобства концентрацию гидроксониевых ионов целесо-Кк5разно приводить в виде отрицательного логарифма, который Обозначается символом рН:

pH=-Ig[H30+], (3.10)

Для чистой воды рН=7,00, в кислых растворах [Н30*]> |>ЮН-] и рН<7, а в щелочных 1Н30+]<[ОН-] и рН>7.

Если [Н30+1 или [ОН-] нельзя считать очень малыми, то полярные концентрации уже не равны активностям и нужно читывать активность конкретного вида ионов. ' Ниже для сравнения приведены константы автопротолиза [^некоторых других жидкостей (рКав™ =—lg^Cajto) при 25 'С.

Система Р^Савта

Серная кислота 2HSS04 ^ HsSO^" + HSO7 2,9

16.7 17,4 19,5

27,7 (— 50 °С)

Муравьиная кислота 2НСООН ^± HCOOHj4" + НСОО- 6,2

Фтороводород 2HF?5 HaF+ + F- 10,7 (0 'С)

Метанол 2CHsOH ^ CH3OHj*- + CHjO-Фторсульфоновая кислота 2FSC^H ^ FSOsH^~ + FSOg-. Ацетонитрил 2CH3CN ^ Crt,CNH+ + СН, = С = N-Аммиак 2NH3 г± NH+ + NHJ"

где ахт" = а^ави/а°х— относительная активность частицы X в равновесной смеси; аха>»— абсолютная активность X в равновесной смеси и ах— абсолютная активность X в термодинамическом состоянии системы, принятом за стандартное.

Поскольку степень протекания реакции (3.8) очень мала, относительная активность самой воды при равновесии будет очень мало отличаться от единицы (<*H 0 1), если в качестве стандартного состояния взять гипотетическую чистую неонизирован-ную воду. Кроме того, поскольку равновесие реакции (3.8) очень сильно сдвинуто влево, коэффициенты активности ионов Н30+ и ОН- в чистой воде будут также близки к единице. Поэтому относительные активности НзО+ и ОН- фактически рангов

(3.11)

Диссоциацию кислоты АН в воде можно представить урав-!нением

АН + Н2О^А- + Н301.

В полном виде термодинамическая константа равновесия этой реакции выражается соотношением (ср. (3.9))

(_равн „равн \ / „0 . „0 \ V дн,о* ) ( "АН "Н'° |

:,где и а\абсолютные активности частиц X (Х=А-, Ц Н30+, АН, Н20) в равновесной смеси и в стандартном состоя-,'нии соответственно.

201

(3.12)

(равн равн \ / J \

) ИИ"АН / V °А" • °н,0+ /

Относительная активность воды при состоянии равновесия (ан,о/ан,о) не сильно изменяется при переходе от одной кислоты к другой (для разбавленных растворов) и при бесконечном разбавлении приближается к единице. Поэтому можно ввести так называемую термодинамическую константу кислотности Кг" (АН):

(3.13)

Обычно используют шкалу молярности и за стандартное состояние принимают водный раствор, в котором активность X равна 1 моль/л при 25 "С. Таким образом, в уравнении (3.12) можно сократить все размерности и член, в который входит ах°. Далее, если рассматривать процессы только в разбавленных растворах, то можно принять, что отношение коэффициентов активности одинаково для всех кислот и близко к единице. Тогда в качестве относительной меры силы кислоты в разбавленном водном растворе при данной температуре можно использовать константу кислотности /С* (АН), которая определяется выражением

клан) jmmm

[АН]

где в квадратных скобках дана молярная концентрация частиц в состоянии равновесия при фиксированной температуре (обычно 25 °С). Конечно, /С„ (АН)

страница 71
< 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

Скачать книгу "Органическая химия. Часть 1" (12.07Mb)


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

 

 

Реклама
какие ножи лучше купить для кухни
компьютерные курсы обучение компьютеру
забавные копилки
пилот афиша концертов

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
(09.12.2016)