Elektrolītiem, kuru disociācijas pakāpe ir mazāka par 5% koncentrācijā, kas lielāka par 10 mol/dm vai Kd ir mazāka par 1*10 -4, izsaka Ostvalda atšķaidīšanas likumu:
Vājai bāzei:
Problēmu risināšanas piemēri vāju skābju un bāzu šķīdumu pH aprēķināšanai.
8. piemērs. Aprēķina 0,001 N etiķskābes pH, ja =0,13
Risinājums:
9. piemērs. Definēt:
A) pH 0,01n CH 3 COOH, ja 
B) pH 0,01n NH 4 OH, ja 
Risinājums: Vienādojuma uzrādīšana 
logaritmiskā formā iegūstam 
,
tātad monoprotiskai skābei 
Līdz ar to 
, vājai bāzei 
;
, tātad
10. piemērs. H + jonu koncentrācija šķīdumā ir 2. 10 -4 mol/dm. Aprēķiniet OH - , pH un pOH koncentrāciju šajā šķīdumā.
Risinājums:
;
11. piemērs. Aprēķina pH šķīdumam, kurā ir izšķīdināti 2 g NaOH 500 ml.
Risinājums:
pH=14-pC bāzes;
; pH = 14 – 1 = 13
Risinājums.
Amonjaka ūdens šķīdumā ir līdzsvars
NH 3 + H 2 O Û NH 4 + + OH -
Tā kā amonjaka šķīdums ir vāja bāze un K B< 1*10 -4 , то расчёт ведут следующим образом:
pOH = - log [OH - ] = - log 4,2 10-3 = 3 - 0,623 = 2,38
pH = 14 - pOH = 14 - 2,38 = 11,62
13. piemērs. CH 3 COOH disociācijas pakāpe 0,1 mol/dm 3 šķīdumā ir 1,32*10 -3. Aprēķināt H + un CH3COO - jonu koncentrāciju, šķīduma pH un K d skābes.
Risinājums.
Pierakstiet etiķskābes disociācijas vienādojumu
CH 3 COOH + H 2 O Û H 3 O + + CH 3 COO -
Tāpēc CH 3 COOH ir vāja skābe
A * CH 3 COOH = 1,32 * 10 -2 * 0,1 = 1,32 * 10 -3 mol/dm 3
pH = - lg = - log 1,32 10 -3 = 3 - 0,12 = 2,88 [H + ] = [CH 3 COO - ] = 1,32 * 10 -3 mol/dm 3
No Ostvalda atšķaidīšanas likuma var atrast K CH3COOH:
K CH3COOH = a 2 * C CH3COOH = (1,32 * 10 -2) 2 0,1 = 1,74 * 10 -5
Uzdevumi:
Jonu koncentrācijas un jonu stipruma aprēķins spēcīgu elektrolītu šķīdumos
1. Pieņemot pilnīgu disociāciju, aprēķiniet jonu koncentrācijas:
A) K + 0,5 M K 2 SO 4, K 3 PO 4 šķīdumā;
B) Al 3+ 2M Al 2 (SO 4) 3, AlCl 3 šķīdumā.
2. Aprēķināt jonu spēks risinājumos:
0,3 M bārija hlorīds, 0,06 M kālija ortofosfāts, 0,02 M alumīnija sulfāts.
Atbilde: (0,82; 2,45 10 mol/dm 3)
5. Aprēķināt Na + ,H + ,SO 4 2- jonu aktivitāti šķīdumā ar koncentrāciju 2 10 mol/dm 3 nātrija sulfāta un 5 10 mol/dm 3 sērskābes.
Atbilde: (3,16*10 mol/dm3; 7,9x10 mol/dm3; 8,2*10 mol/dm3)
6. Pēc kālija hlorīda, magnija sulfāta un dzelzs (III) sulfāta izšķīdināšanas ūdenī šo sāļu molārā koncentrācija ir attiecīgi: 0,05; 0,02 un 0,01 mol/dm3. Aprēķiniet šķīduma jonu stiprumu.
Jonu koncentrāciju, pH un RON aprēķins šķīdumos vāji elektrolīti:
7. Aprēķināt pH 0,01 N amonija hidroksīda šķīdumam, kura disociācijas pakāpe ir 0,1.
8. Kuņģa sulas aktīvā skābuma pakāpe ir 0,047. Atrodiet kuņģa sulas pH.
9. Atrodiet pienskābes pH, kuras disociācijas konstante ir 1,44. 10 -4, C=0,01.
10.Aprēķiniet šķīduma pH slāpekļskābe, Ja masas daļa skābe šķīdumā ir 4% ( 
).
11. Aprēķināt ūdeņraža jonu koncentrāciju un skaitu asinīs ar tilpumu 100 ml, ja asins pH = 7,36.
Puisis nevēlas strādāt pilnu slodzi, viņam vienmēr ir attaisnojumi, piemēram, es atkal jutīšos slikti un viss. Viņš mācās pilna laika maģistrantūrā, nodarbības iet reizi nedēļā, vienojies ar pasniedzējiem. Es nevaru dabūt oficiālu darbu, lai nenokavētu skolu (mums ir punkti par apmeklējumu)... plus tas tagad neskaitās labs iemesls, specialitātē nav bezmaksas sarakstes. Tagad naudas nav, lūdzu, lai paliek darbā, lai vismaz kaut ko nopelnītu. Uzņēmums, kurā viņš strādā, mani vēl neņem darbā. Atbildot viņš man sniedza 25-1000 attaisnojumu, tad universitāte, tad darbs, tad pēkšņi es jutos tikpat slikti kā ziemā, kad gulēju ar spiedienu. Viņš vienmēr lūdz mātei naudu par saviem ceļojumiem, bet viņš iekasē manējo par īri. Mani vecāki vēl nevar dot naudu, jo... Pirms tam manām māsām vajadzēja naudu sacensībām, un mammai un māsai bija problēmas ar sirdi un vajadzēja ārstēties un zāles, brālis nerunāja, mamma viņam iedeva apmēram 8 tūkstošus injekcijām un zālēm (injekcijas + vitamīni). Man šķiet, ka viņam ir vienalga par maniem vecākiem. Un vispār viņa māte it kā “vienojās” ar manu mammu, ka viņi iedos 3 tūkstošus mēnesī, bet mamma teica, ka tas ir iespējams. Pirms tam tētis bija mierīgi devis, līdz sākās problēmas. Un viņa māte zvanīja un uzbruka manai mātei, sakot, ka jūs man nedosit naudu, mēs "šķiet" vienojāmies, tad viņa sāka teikt, ka jums jāsagatavo 10k (nezinu, no kurienes tā summa nāk). Manā ģimenē strādā tikai tēvs, mamma strādā rajonā, bet uz darbu nesauc. Pilsētā veikals nepilda pusi no tirdzniecības plāna pilsētā. Viņa ģimenē gan māte, gan patēvs strādā niecīgus darbus. Mani vecāki ir baltā. Viņa ģimenē ir 4 cilvēki ieskaitot viņu, manējā kopā ar mani ir 6 cilvēki.. Šodien jautāju par nepilna laika darbu, bet strādāt no 9-20:00 maksā 600 rubļu dienā.. nezinu, kad viņi piezvanīs. Tētis ir sardzē, vāc dokumentus sociālā stipendija mēs arī nevaram..
SkatītIepazīšanās, mīlestība, attiecības Es saprotu, ka ir jauns Džonijs Deps (vai kurš jums patīk vislabāk), izskatīgs, galants, ar samtainu baritonu. Vīrietis, ar kuru sievietes pašas sapņo iekāpt gultā. Tad es saprotu pašapziņu. Un tāds vīrietis neko tieši nepiedāvās, viņš uzjundīs kaisli un viss notiks raiti un dabiski. Un cik ir gadījumu, kad sēž kāds Vaseks un jautā: kāpēc tu brauc pie manis?))) Vai viņš sevi uzskata par tādu neatvairāmu? Vai kāda sieviete, redzot viņu pirmo reizi, jau sapņo par banketa turpināšanu?
pH vērtība, pH(lat. lppondus hydrogenii- "ūdeņraža svars", izrunā "peh") ir ūdeņraža jonu aktivitātes mērs (ļoti atšķaidītos šķīdumos, kas līdzvērtīgi koncentrācijai) šķīdumā, kas kvantitatīvi izsaka tā skābumu. Pēc lieluma ir vienāds ar aktivitātes decimāllogaritmu un pretēja zīmei ūdeņraža joni, kas izteikts molos litrā:
pH vēsture.
Koncepcija pH vērtība ieviesa dāņu ķīmiķis Sērensens 1909. gadā. Indikatoru sauc pH (saskaņā ar latīņu vārdu pirmajiem burtiem potencia hydrogeni- ūdeņraža stiprums vai pondus hydrogeni- ūdeņraža svars). Ķīmijā, kombinācijā pX parasti apzīmē daudzumu, kas ir vienāds ar žurnāls X, un vēstuli Hšajā gadījumā apzīmē ūdeņraža jonu koncentrāciju ( H+), vai, drīzāk, hidronija jonu termodinamiskā aktivitāte.
pH un pOH vienādojumi.
Parādīt pH vērtību.
Tīrā ūdenī 25 °C temperatūrā ūdeņraža jonu koncentrācija ([ H+]) un hidroksīda jonus ([ Ak!− ]) izrādās vienādi un vienādi ar 10 −7 mol/l, tas skaidri izriet no ūdens jonu produkta definīcijas, kas vienāds ar [ H+] · [ Ak!− ] un ir vienāds ar 10 −14 mol²/l² (pie 25 °C).
Ja divu veidu jonu koncentrācija šķīdumā ir vienāda, tad tiek uzskatīts, ka šķīdumam ir neitrāla reakcija. Pievienojot ūdenim skābi, palielinās ūdeņraža jonu koncentrācija, un, pievienojot bāzi, hidroksīda jonu koncentrācija samazinās, gluži pretēji, palielinās hidroksīda jonu saturs, un ūdeņraža jonu koncentrācija samazinās. Kad [ H+] > [Ak!− ] saka, ka šķīdums izrādās skābs, un kad [ Ak! − ] > [H+] - sārmains.
Lai būtu ērtāk iedomāties, atbrīvotos no negatīvā eksponenta, ūdeņraža jonu koncentrāciju vietā izmantojiet to decimālo logaritmu, kas tiek ņemts ar pretējo zīmi, kas ir ūdeņraža eksponents - pH.
Šķīduma bāziskuma rādītājs pOH.
Reverss ir nedaudz mazāk populārs pH izmērs - šķīduma bāziskuma indekss, pOH, kas ir vienāds ar decimāllogaritmu (negatīvu) jonu koncentrācijai šķīdumā Ak! − :
tāpat kā jebkurā ūdens šķīdumā 25 °C temperatūrā, kas nozīmē, ka šajā temperatūrā:
pH vērtības dažāda skābuma šķīdumos.
- Pretēji izplatītajam uzskatam, pH var atšķirties ārpus diapazona 0–14, kā arī var pārsniegt šīs robežas. Piemēram, ūdeņraža jonu koncentrācijā [ H+] = 10–15 mol/l, pH= 15, pie hidroksīda jonu koncentrācijas 10 mol/l pOH = −1 .
Jo pie 25 °C (standarta apstākļi) [ H+] [Ak! − ] = 10 −14 , tad skaidrs, ka pie tādas temperatūras pH + pHOH = 14.
Jo skābos šķīdumos [ H+] > 10 −7 , kas nozīmē, ka skābiem šķīdumiem pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pH neitrālie risinājumi ir 7. Vairāk augstas temperatūras nemainīgs elektrolītiskā disociācijaūdens palielinās, kas nozīmē, ka palielinās ūdens jonu produkts, tad tas būs neitrāls pH= 7 (kas atbilst vienlaikus paaugstinātai koncentrācijai kā H+, tātad Ak!−); ar temperatūras pazemināšanos, gluži pretēji, neitrāla pH palielinās.
PH vērtības noteikšanas metodes.
Ir vairākas metodes vērtības noteikšanai pH risinājumus. Ūdeņraža indekss tiek aptuveni novērtēts, izmantojot indikatorus, kas mērīti precīzi, izmantojot pH-metrs vai noteikts analītiski, veicot skābes-bāzes titrēšanu.
- To bieži izmanto aptuvenai ūdeņraža jonu koncentrācijas novērtēšanai skābju-bāzes indikatori- organiskās krāsvielas, kuru krāsa ir atkarīga no pH vidi. Populārākie indikatori: lakmuss, fenolftaleīns, metiloranžs (metiloranžs) uc Indikatori var būt divās dažādās krāsās - vai nu skābā, vai bāziskā. Visu indikatoru krāsa mainās savā skābuma diapazonā, bieži vien 1-2 vienības.
- Lai palielinātu darba mērījumu intervālu pH pieteikties universāls indikators, kas ir vairāku rādītāju sajaukums. Universālais indikators maina krāsu secīgi no sarkanas līdz dzeltenai, zaļai, zilai līdz violetai, pārejot no skāba reģiona uz sārmainu. Definīcijas pH izmantojot indikatora metodi, ir grūti duļķainiem vai krāsainiem šķīdumiem.
- Izmantojot īpašu ierīci - pH-metrs - ļauj izmērīt pH plašākā diapazonā un precīzāk (līdz 0,01 vienībai pH), nekā izmantojot rādītājus. Jonometriskā noteikšanas metode pH pamatā ir galvaniskās ķēdes emf mērīšana ar milivoltmetru-jonometru, kas ietver stikla elektrodu, kura potenciāls ir atkarīgs no jonu koncentrācijas H+ apkārtējā risinājumā. Metode ir ļoti precīza un ērta, īpaši pēc indikatora elektroda kalibrēšanas izvēlētajā diapazonā pH, kas ļauj izmērīt pH necaurspīdīgi un krāsaini šķīdumi, tāpēc tos bieži izmanto.
- Analītiskā tilpuma metode — skābju-bāzes titrēšana— sniedz arī precīzus rezultātus šķīdumu skābuma noteikšanai. Pārbaudāmajam šķīdumam pa pilienam pievieno zināmas koncentrācijas šķīdumu (titrantu). Kad tos sajauc, tas notiek ķīmiskā reakcija. Ekvivalences punkts - brīdis, kad ir precīzi pietiekami daudz titranta, lai pabeigtu reakciju, tiek reģistrēts, izmantojot indikatoru. Pēc tam, ja ir zināma pievienotā titrēšanas šķīduma koncentrācija un tilpums, nosaka šķīduma skābumu.
- pH:
0,001 mol/l HCl 20 °C temperatūrā ir pH=3, 30 °C temperatūrā pH = 3,
0,001 mol/l NaOH 20 °C temperatūrā ir pH=11,73, 30 °C temperatūrā pH = 10,83,
Temperatūras ietekme uz vērtībām pH izskaidrojams ar atšķirīgu ūdeņraža jonu disociāciju (H +), un tā nav eksperimentāla kļūda. Temperatūras efektu nevar kompensēt elektroniski pH- metrs.
PH nozīme ķīmijā un bioloģijā.
Vides skābums ir svarīgi vairākumam ķīmiskie procesi, un konkrētas reakcijas rašanās iespēja vai rezultāts bieži ir atkarīgs no pH vidi. Lai uzturētu noteikta vērtība pH reakcijas sistēmā, veicot laboratorijas pētījumi vai ražošanā tiek izmantoti buferšķīdumi, kas ļauj uzturēt gandrīz nemainīgu vērtību pH atšķaidot vai ja šķīdumam pievieno nelielu daudzumu skābes vai sārmu.
pH vērtība pH bieži izmanto, lai raksturotu dažādu bioloģisko barotņu skābju-bāzes īpašības.
Priekš bioķīmiskās reakcijas spēcīga nozīme ir dzīvās sistēmās sastopamās reakcijas vides skābums. Ūdeņraža jonu koncentrācija šķīdumā bieži ietekmē fizikālās un ķīmiskās īpašības un proteīnu bioloģiskā aktivitāte un nukleīnskābes Tāpēc, lai nodrošinātu normālu ķermeņa darbību, skābes-bāzes homeostāzes uzturēšana ir ārkārtīgi svarīgs uzdevums. Optimāla dinamiska uzturēšana pH bioloģiskie šķidrumi sasniegts ķermeņa bufersistēmu ietekmē.
IN cilvēka ķermenis V dažādi orgāni pH vērtība izrādās atšķirīga.
|
Dažas nozīmes pH. |
|
|
Viela |
|
|
Elektrolīts svina akumulatoros |
|
|
Citronu sula (5% citrona šķīdums skābe) |
|
|
Pārtikas etiķis |
|
|
Coca-Cola |
|
|
Ābolu sula |
|
|
Āda vesels cilvēks |
|
|
Skābie lietus |
|
|
Tīrs ūdens 25 °C temperatūrā |
|
|
Ziepes (tauki) rokām |
|
|
Amonjaks |
|
|
Balinātājs (balinātājs) |
|
|
Koncentrēti sārmu šķīdumi |
|
1. PH aprēķins stipru skābju un bāzu šķīdumos.
PH aprēķinu spēcīgu monobāzisku skābju un bāzu šķīdumos veic, izmantojot formulas:
pH = - log C līdz un pH = 14 + log C o
Kur C k, C o – skābes vai bāzes molārā koncentrācija, mol/l
2. PH aprēķināšana vāju skābju un bāzu šķīdumos
PH aprēķinu vāju vienbāzisku skābju un bāzu šķīdumos veic, izmantojot šādas formulas: pH = 1/2 (pK K - logC K) un pH = 14 - 1/2 (pK O - log C O)
3. PH aprēķināšana hidrolizējošu sāļu šķīdumos
Ir 3 sāls hidrolīzes gadījumi:
a) sāls hidrolīze ar anjonu (sāli veido vāja skābe un spēcīga bāze, piemēram, CH 3 COO Na). pH vērtību aprēķina pēc formulas: pH = 7 + 1/2 pK + 1/2 lg C s
b) sāls hidrolīze ar katjonu palīdzību (sāli veido vāja bāze un spēcīga skābe, piemēram, NH 4 Cl PH šādā šķīdumā aprēķina pēc formulas: pH = 7 - 1/2 pK o). - 1/2 lg C s
c) sāls hidrolīze ar katjonu un anjonu (sāli veido vāja skābe un vāja bāze, piemēram, CH 3 COO NH 4). Šajā gadījumā pH aprēķina pēc formulas:
pH = 7 + 1/2 pK o - 1/2 pK o
Ja sāli veido vāja daudzbāziska skābe vai vāja poliprotiska bāze, tad pK k un pK o vērtības disociācijas pēdējam posmam tiek aizstātas ar iepriekš minētajām formulām (7-9) pH aprēķināšanai.
4. PH aprēķināšana dažādu skābju un bāzu maisījumu šķīdumos
Apvienojot skābi un bāzi, iegūtā maisījuma pH ir atkarīgs no uzņemtās skābes un bāzes daudzuma un to stipruma.
4.Bufersistēmas
Bufersistēmas ietver maisījumus:
a) vāja skābe un tās sāls, piemēram, CH 3 COO H + CH 3 COO Na
b) vāja bāze un tās sāls, piemēram, NH 4 OH + NH 4 Cl
c) dažāda skābuma skābju sāļu maisījums, piemēram, NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
d) skābju un vidēji sāļi, piemēram, NaHCO 3 + Na 2 CO 3
e) dažādu bāziskuma bāzisku sāļu maisījums, piemēram, Al(OH) 2 Cl + Al(OH)Cl 2 utt.
PH aprēķins in bufersistēmas tiek veiktas pēc formulām: pH = pK o – log C o /C s un pH = 14 – pK o + log C o /C s
Skābes-bāzes buferšķīdumi, Hendersona-Haselbaha vienādojums. Vispārējās īpašības. Darbības princips.
Buferšķīduma pH aprēķināšana. Bufera ietilpība. Buferšķīdumi
– sistēmas, kas saglabā noteiktu parametra vērtību (pH, sistēmas potenciālu utt.), mainoties sistēmas sastāvam. Skābju-bāzes šķīdumu sauc par buferšķīdumu , kas saglabā aptuveni nemainīgu pH vērtību, pievienojot tai ne pārāk lielos daudzumos stipru skābi vai stipru bāzi, kā arī atšķaidot un koncentrējot. Skābju-bāzes buferšķīdumi satur vājas skābes un to konjugētās bāzes. Spēcīga skābe, pievienojot buferšķīdumam, “pārvēršas” par vāju skābi, bet spēcīga bāze – par vāju bāzi. Buferšķīduma pH aprēķināšanas formula: pH = pK + O lg pH = pK C /AR Ar Šis vienādojums Hendersons-Haselbahs
Buferšķīdums uztur nemainīgu pH vērtību, ja pievieno tikai nelielu daudzumu stipras skābes vai stipras bāzes. Buferšķīduma spēja “pretoties” pH izmaiņām ir atkarīga no vājas skābes un tās konjugētās bāzes koncentrāciju attiecības, kā arī no to kopējās koncentrācijas - un to raksturo bufera kapacitāte.
Bufera ietilpība – bezgalīgi maza stipras skābes vai stipras bāzes koncentrācijas pieauguma šķīdumā (bez tilpuma izmaiņām) attiecība pret pH izmaiņām, ko izraisa šis pieaugums (239. lpp., 7.79.)
Stipri skābā un stipri sārmainā vidē bufera jauda ievērojami palielinās. Šķīdumiem, kuros spēcīgas skābes vai stipras bāzes koncentrācija ir pietiekami augsta, piemīt arī buferizācijas īpašības.
Bufera ietilpība ir maksimālā pie pH=pKa. Lai uzturētu noteiktu pH vērtību, jāizmanto buferšķīdums, kurā tā sastāvā esošās vājās skābes pKa vērtība ir pēc iespējas tuvāka šim pH. Ir lietderīgi izmantot buferšķīdumu, lai uzturētu pH diapazonā pKa + _ 1.
Šo intervālu sauc par bufera darba spēku.
19. Ar kompleksiem savienojumiem saistītie pamatjēdzieni. Sarežģītu savienojumu klasifikācija. Līdzsvara konstantes, ko izmanto kompleksu savienojumu raksturošanai: veidošanās konstantes, disociācijas konstantes (vispārējā, pakāpeniskā, termodinamiskā, reālā un nosacītā koncentrācija)
Visbiežāk komplekss ir daļiņa, kas veidojas centrālā atoma (jona) donora-akceptora mijiedarbības rezultātā, ko sauc par kompleksveidotāju, un lādētu vai neitrālu daļiņu, ko sauc par ligandiem. Kompleksu veidojošajam aģentam un ligandiem ir jāpastāv neatkarīgi vidē, kurā notiek kompleksa veidošanās.
Kompleksais savienojums sastāv no iekšējās un ārējās sfēras. K3(Fe(CN)6) - K3-ārējā sfēra, Fe-kompleksētājs, CN-ligands, kompleksveidotājs+ligands=iekšējā sfēra.
Koordinācijas numurs ir donoru ligandu centru skaits, ar kuriem konkrētais centrālais atoms mijiedarbojas. Iepriekš minētajā piemērā: 6 koordinācijas numurs. (Ag(NH3)2)+ koordinācijas skaitlis ir 2, jo amonjaks ir vienzobu ligands, un (Ag(S2O3)2)3- koordinācijas skaitlis ir 4, jo tiosulfāta jons ir divzobu ligands.
Klasifikācija.
1) Atkarībā no to lādiņa: anjonu ((Fe(CN)6)3-), katjonu ((Zn(NH3)4)2 +) un neuzlādētu vai neelektrolītu kompleksi (HgCl2).
2)Atkarībā no metālu atomu skaita: mononukleāri un daudzkodolu kompleksi. Mononukleārais komplekss satur vienu metāla atomu, savukārt daudzkodolu komplekss satur divus vai vairāk. Daudzkodolu kompleksa daļiņas, kas satur identiskus metāla atomus, sauc par homonukleārām (Fe2(OH)2)4+ vai Be3(OH)3)3+, un tās, kas satur dažādu metālu atomus, sauc par heteronukleārajām (Zr2Al(OH)5)6+) .
3) Atkarībā no ligandu rakstura: homogēni un heteroligandu (jaukto ligandu) kompleksi.
Helāti ir cikliski kompleksi metālu jonu savienojumi ar polidentātiem ligandiem (parasti organiskiem), kuros centrālais atoms ir daļa no viena vai vairākiem cikliem.
Konstantes. Sarežģīta jona stiprumu raksturo tā disociācijas konstante, ko sauc par nestabilitātes konstanti.
Ja atsauces dati par pakāpeniskām nestabilitātes konstantēm nav pieejami, izmantojiet kompleksā jona vispārējo nestabilitātes konstanti:
Vispārējā nestabilitātes konstante ir vienāda ar pakāpienu nestabilitātes konstantu reizinājumu.
IN analītiskā ķīmija nestabilitātes konstantes vietā pēdējā laikā izmantojiet kompleksa jona stabilitātes konstantes: 
Stabilitātes konstante attiecas uz kompleksa jona veidošanās procesu un ir vienāda ar nestabilitātes konstantes apgriezto vērtību: Kst = 1/Knest.
Stabilitātes konstante raksturo kompleksa veidošanās līdzsvaru.
Termodinamiskās un koncentrācijas konstantes skatiet 313. lpp.
20. Dažādu faktoru ietekme uz kompleksu veidošanās procesu un komplekso savienojumu stabilitāti. Reaģējošo vielu koncentrācijas ietekme uz kompleksa veidošanos. Brīvo metālu jonu un kompleksu molu daļu aprēķināšana līdzsvara maisījumā.
1) Kompleksu savienojumu stabilitāte ir atkarīga no kompleksveidotāja un ligandu rakstura. Ar palīdzību var izskaidrot daudzu metālu kompleksu ar dažādiem ligandiem stabilitātes izmaiņu modeli. Cieto un mīksto skābju un bāzu (HAMBO) teorijas: mīkstās skābes veido stabilākus savienojumus ar mīkstajām bāzēm, bet cietās ar cietajām (piemēram, Al3+, B3+ (šķidrie savienojumi)) veido kompleksus ar O- un N-velēnu. (šķidrās bāzes), un Ag+ vai Hg2+ (m. bāzes) ar S-nātrija ligandiem (m. bāzes) Metālu katjonu kompleksi ar polidentātiem ligandiem ir stabilāki nekā kompleksi ar līdzīgiem monodentātiem ligandiem.
2) jonu stiprums. Palielinoties jonu stiprumam un samazinoties jonu aktivitātes koeficientiem, kompleksa stabilitāte samazinās.
3) temperatūra. Ja kompleksa veidošanās laikā delta H ir lielāka par 0, tad, pieaugot temperatūrai, kompleksa stabilitāte palielinās, bet, ja delta H ir mazāka par 0, tā samazinās.
4) blakusparādības. PH ietekme uz kompleksu stabilitāti ir atkarīga no liganda un centrālā atoma rakstura. Ja komplekss satur vairāk vai mazāk spēcīgu bāzi kā ligandu, tad, samazinoties pH, notiek šādu ligandu protonēšana un ligandu formas molārā daļa, kas piedalās kompleksa veidošanā, samazinās. Jo lielāka ir dotās bāzes stiprība un mazāk stabils komplekss, jo spēcīgāka ir pH ietekme.
5) koncentrēšanās. Palielinoties ligandu koncentrācijai, palielinās kompleksu saturs ar lielu koordinācijas skaitli un samazinās brīvo metālu jonu koncentrācija. Ja šķīdumā ir pārāk daudz metāla jonu, dominēs monoligandu komplekss.
Metāla jonu mola daļa, kas nav saistīta kompleksos
Sarežģītu daļiņu mola daļa
Ūdeņraža jonu aktivitātes aprēķins, izmantojot masas darbības likuma vienādojumus, ir ievērojami vienkāršots, ja ņemam šajos vienādojumos ietverto daudzumu negatīvos logaritmus. Ieviesīsim šādus apzīmējumus: a - aktivitāte, f - aktivitātes koeficients, C - koncentrācija, K1 - pirmā un K2 - otrā disociācijas konstante, Ksh - ūdens disociācijas konstante. Mēs apzīmējam ūdeņraža jonu aktivitātes negatīvo decimālo logaritmu kā pH.
Dažu skābju un bāzu pC, pf, pK vērtības dažādām koncentrācijām, dažādām jonu stiprībām un konstantu (pK) vērtībām ir norādītas tabulā. 1-3. Ūdens disociācijas konstantes vērtība un tās pKsh vērtības dažādās temperatūrās ir norādītas tabulā. 4.
Izmantojot tabulu. 1-4, jūs varat viegli aprēķināt dažu šķīdumu pH vērtības, izmantojot šādus vienādojumus (formulas 6-16):
Tālāk ir sniegti aprēķinu piemēri, izmantojot šos vienādojumus. Lai vienkāršotu aprēķinus, varat izvairīties no šķīdumu jonu stipruma aprēķināšanas, lai atrastu pf, ņemot pf - 0,1 vienvērtīgiem elektrolītiem, pf - 0,2 divvērtīgiem elektrolītiem, pf - 0,4 trīsvērtīgiem elektrolītiem; šīs vērtības ir tuvu tabulā norādītajām vērtībām. 3 koncentrācijās, ko parasti izmanto laboratorijas praksē (0,025-0,2 m). Citos gadījumos jums vajadzētu izmantot tabulā esošos datus. 3. Lai veiktu aptuvenākus aprēķinus, varat pilnībā ignorēt рf korekciju.
Izmantojot (8)-(16) vienādojumus, pf korekcija jāņem vērā tikai tad, ja aprēķinā tiek izmantota koncentrācijas disociācijas konstantes vērtība (2. tabulā šīs konstantes nav pasvītrotas).
(6)-(16) vienādojumu atvasināšana šeit nav dota; to var atrast fizikālās ķīmijas mācību grāmatās.
Spēcīgas skābes un bāzes - HCl, HNO3, HClO4, H2SO4, KOH uc Spēcīgas skābes un bāzes disocē gandrīz pilnībā. Tāpēc ūdeņraža jonu aktivitāte spēcīgu skābju šķīdumos saskaņā ar (6) būs a = Cf vai logaritmiskā formā:
Spēcīgām bāzēm ūdeņraža jonu aktivitāti šķīdumos var aprēķināt no vienādojuma:
kuru secinājumus var viegli izdarīt, ņemot vērā vienādības:
Vājas skābes un bāzes - etiķskābe, amonjaka, anilīna uc ūdens šķīdumi. Dažu no tiem konstantu negatīvie logaritmi vai to pK vērtības ir norādītas tabulā. 2.
Saskaņā ar vājo skābju masu iedarbības likumu mums ir:
Jāņem vērā, ka, atvasinot (8) un (9) vienādojumus, tika pieņemts, ka nedisociētās skābes koncentrācija ir vienāda ar tās kopējo koncentrāciju jeb [HA]=C. Šī aptuvenā vienādība ir spēkā ar precizitāti 1% tikai skābēm, kuru disociācijas konstante K ir vienāda ar vai mazāka par 10v-3 vai pK = 3. Tādējādi, lai aprēķinātu pH vērtību, jāizmanto (8) un (9) vienādojums. skābes un bāzes, kurām pK > 3. Ja pK ir mazāks par 3, jāizmanto sarežģītāki aprēķini, kas šeit nav doti.
Daudzbāziskas vājas skābes, kurām ir divas vai vairākas disociācijas konstantes - K1, K2, K3 utt., piemēram, ogļskābe, fosforskābe, skābeņskābe uc Aprēķinot to šķīdumu pH vērtību, jāņem vērā divi gadījumi: 1) starp pirmās un otrās vērtības ir būtiskas atšķirības starp konstantēm, lai pK2-pK1 > 3, un 2) pirmās un otrās konstantes vērtības ir tuvu viena otrai, lai pK2-pK1 Otrajā gadījumā, t.i., kad pK2-pK1
Sāls šķīdumi. Atkarībā no sāls sastāva to šķīdumiem var būt sārmaina, neitrāla vai skāba reakcija. Tāpēc, nosakot šķīduma pH, jāizšķir četri gadījumi: 1) sāļi, kuru anjons un katjons pieder pie stipras bāzes un stipras skābes; 2) sāļi, kas sastāv no vājas skābes un stipras bāzes; 3) sāļi, kas sastāv no stipras skābes un vājas bāzes; 4) sāļi, kas sastāv no vājas skābes un vājas bāzes.
Sāļu ūdens šķīdumu dažādās reakcijas ir saistītas ar dažādās pakāpēs stipru un vāju skābju un bāzu disociācija. Tas tika teikts iepriekš spēcīgi elektrolīti norobežoties ūdens šķīdumi pilnībā, bet vājās - daļēji. Tā kā ūdens šķīdumos sāļi disociējas pilnībā, bet vājas skābes un bāzes daļēji, tad vāju skābju un bāzu anjonu vai katjonu klātbūtnē šķīdumā pēdējās daļēji hidrolizējas, pārvēršas par salīdzinoši nedaudz disociētiem savienojumiem un brīvā stiprā skābē. vai šķīdumā parādās sārms. Piemēram, ja sāls NH4Cl tiek izšķīdināts ūdenī (NH4 ir vājas bāzes katjons, Cl ir stipras skābes anjons), notiek NH4 jona daļēja hidrolīze un tā pāreja par relatīvi nedaudz disociētu savienojumu NH4OH, un Šķīdumā parādās brīvs HCl:
Šāda sāls šķīdums būs skābs. Gluži pretēji, kad vājas skābes un spēcīgas bāzes sāls tiek izšķīdināts ūdenī, šķīdums kļūst sārmains to pašu iemeslu dēļ:
Acīmredzot, aprēķinot sāls šķīdumu pH vērtību, jāņem vērā vājo skābju vai bāzu disociācijas pakāpe, kas veido sāli, vai to disociācijas konstantes.
1. Stipras bāzes un stipras skābes sāļi: KCl, NaCl, KNO3 uc Šo sāļu šķīdumiem ir jābūt tuvu neitrālai reakcijai, jo ne to anjoni, ne katjoni nerada ar ūdeni nedaudz disociētus savienojumus. Praksē nenozīmīgas bufera ietilpības dēļ piesārņotāju klātbūtne, kā arī izšķīdusi oglekļa dioksīdsšo sāļu šķīdumiem ir pH vērtības, kas atšķiras no 7 līdz vienam un dažreiz pat vairāk. Rūpīga sāļu attīrīšana, pārkristalizējot un atdalot no šķīdumiem CO2, to šķīdumu reakciju tuvina neitrālai.
2. Stipras bāzes un vājas skābes sāļi - CH3COONa utt. Šajā gadījumā jāņem vērā vājās skābes konstantes vērtība, un šķīdumu pH vērtību var aprēķināt, izmantojot vienādojumu (11):
3. Vājas bāzes un stipras skābes sāļi NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4 uc Šo sāļu šķīdumu pH vērtību var noskaidrot, izmantojot (12) vienādojumu:
4. Vājas bāzes un vājas skābes sāļi - CH3COONH4, NH4NO2 uc Šādu sāļu pH vērtība nav atkarīga no to koncentrācijas un to var atrast, izmantojot (13) vienādojumu:
Skābie sāļi. Skābju sāļu, piemēram, NaHCO3, KHCO3, kālija tartrāta [K(C4H6O6)] un citu reakcija gadījumos, kad to koncentrācija šķīdumā vismaz 100 reizes pārsniedz pirmās disociācijas konstantes vērtību (t.i. pie pK1-pK2), nenotiek. ir atkarīgi no koncentrācijas, un tos var aprēķināt, izmantojot (14) vienādojumu:
Gadījumos, kad skābes sāls koncentrācija pārsniedz pirmās konstantes vērtību (vai otrās konstantes vērtību diaizvietotiem sāļiem) mazāk nekā 100 reizes (vai pie pK1-рС
Aprēķinu, izmantojot šo vienādojumu, sarežģī fakts, ka pirms tā veikšanas ir jāaprēķina summas K1 + C vērtība un pēc tam jāatrod no tabulas. 1 vērtība p(K1+C). Disociācijas konstantu vērtības ir norādītas tabulā. 2. Piemēram, fosforskābei K1 = 7,5 10v_3 vai 0,0075. Pēc tam 0,01 n. risinājumu iegūstam: K1+C = 0,0075+0,01 =0,0175, un p(K1+C) = 1,8.