Para sa mga electrolyte, ang antas ng dissociation na kung saan ay mas mababa sa 5% sa isang konsentrasyon ng higit sa 10 mol / dm3 o Kd mas mababa sa 1 * 10 -4, ang Ostwald dilution law ay ipinahayag:
Para sa mahinang base:
Mga halimbawa ng paglutas ng mga problema para sa pagkalkula ng pH ng mga solusyon ng mga mahinang acid at base.
Halimbawa 8 Kalkulahin ang pH ng 0.001 N acetic acid kung = 0.13
Solusyon:
Halimbawa 9 tukuyin:
A) pH 0.01n CH 3 COOH, kung 
C) pH 0.01n NH 4 OH, kung 
Solusyon: Kinakatawan ang equation 
sa logarithmic form na nakukuha natin 
,
kaya para sa isang monobasic acid 
Kaya naman 
, para sa mahinang base 
;
, samakatuwid
Halimbawa 10 Ang konsentrasyon ng H + ions sa solusyon ay 2. 10 -4 mol/dm. Kalkulahin ang konsentrasyon ng OH - , pH at pOH sa solusyon na ito.
Solusyon:
;
Halimbawa 11. Kalkulahin ang pH ng solusyon, sa 500 ml kung saan 2 g ng NaOH ay natunaw.
Solusyon:
PH=14-pC na mga base;
; pH = 14 - 1 = 13
Solusyon.
Sa isang may tubig na solusyon ng ammonia, mayroong isang ekwilibriyo
NH 3 + H 2 O Û NH 4 + + OH -
Dahil ang ammonia solution ay mahinang base at K B< 1*10 -4 , то расчёт ведут следующим образом:
RON = - lg [OH -] \u003d - lg 4.2 10-3 \u003d 3-0.623 = 2,38
pH \u003d 14- pOH \u003d 14 - 2.38 = 11,62
Halimbawa 13 Ang antas ng dissociation ng CH 3 COOH sa 0.1 mol / dm 3 na solusyon ay 1.32 * 10 -3. Kalkulahin ang mga konsentrasyon ng H + at CH3COO - ions, pH ng solusyon at K d ng acid.
Solusyon.
Isulat ang equation para sa dissociation ng acetic acid
CH 3 COOH + H 2 O Û H 3 O + + CH 3 COO -
Ang CH 3 COOH ay isang mahinang acid, samakatuwid
A * CH 3 COOH \u003d 1.32 * 10 -2 * 0.1 \u003d 1.32 * 10 -3 mol / dm 3
pH = - lg = - lg 1.32 10 -3 \u003d 3 - 0.12 \u003d 2.88 [H +] \u003d [CH 3 COO -] \u003d 1.32 * 10 -3 mol / dm 3
Mula sa Ostwald dilution law, ang K CH3COOH ay matatagpuan:
K CH3COOH \u003d a 2 * C CH3COOH \u003d (1.32 * 10 -2) 2 0.1 \u003d 1.74 * 10 -5
Mga gawain:
Pagkalkula ng konsentrasyon ng ion at lakas ng ionic sa mga solusyon ng malakas na electrolytes
1. Ipagpalagay na ang kumpletong paghihiwalay, kalkulahin ang mga konsentrasyon ng ion:
A) K + sa isang 0.5M na solusyon ng K 2 SO 4, K 3 PO 4;
B) Al 3+ sa isang 2M na solusyon ng Al 2 (SO 4) 3, AlCl 3.
2. Kalkulahin lakas ng ionic sa mga solusyon:
0.3 M barium chloride, 0.06 M potassium orthophosphate, 0.02 M aluminum sulfate.
Sagot: (0.82; 2.45 10 mol / dm 3)
5. Kalkulahin ang aktibidad ng Na +, H +, SO 4 2- ions sa isang solusyon na may konsentrasyon na 2 10 mol / dm 3 sodium sulfate at 5 10 mol / dm 3 sulfuric acid.
Sagot: (3.16 * 10 mol / dm 3; 7.9x10 mol / dm 3; 8.2 * 10 mol / dm 3)
6. Pagkatapos matunaw ang potassium chloride, magnesium sulfate at iron (III) sulfate sa tubig, ang molar na konsentrasyon ng mga asing-gamot na ito ay ayon sa pagkakabanggit: 0.05; 0.02 at 0.01 mol / dm 3. Kalkulahin ang lakas ng ionic ng solusyon.
Pagkalkula ng konsentrasyon ng ion, pH at RON sa mga solusyon mahina electrolytes:
7. Kalkulahin ang pH ng isang 0.01N na solusyon ng ammonium hydroxide, ang antas ng dissociation na kung saan ay 0.1.
8. Ang aktibong kaasiman ng gastric juice ay 0.047. Hanapin ang pH ng gastric juice.
9. Hanapin ang pH ng lactic acid, ang dissociation constant nito ay 1.44. 10 -4 , C=0.01.
10. Kalkulahin ang pH ng solusyon nitric acid, Kung mass fraction acid sa solusyon ay 4% ( 
).
11. Kalkulahin ang konsentrasyon at bilang ng mga hydrogen ions sa dugo na may dami na 100 ml, kung pH ng dugo = 7.36.
Yung tipong ayaw mag full time, laging may excuses, masasaktan na naman daw ako and all that. Nag-aaral siya para sa isang punto sa mahistrado, isang beses sa isang linggo siya ay magkapares, sumang-ayon siya sa mga guro. I can’t officially get a job para hindi ako ma-miss sa school (may points kami sa pag-aaral) .. plus this doesn’t count now mabuting rason, walang libreng sulat sa espesyalidad. Ngayon walang pera, hinihiling ko sa kanya na manatili sa trabaho upang kumita ng kahit ano. Hindi pa ako kinukuha ng kumpanyang pinagtatrabahuan niya. Bilang tugon, binigyan niya ako ng 25-1000 na mga dahilan, pagkatapos ay isang unibersidad, pagkatapos ay isang trabaho, pagkatapos ay bigla akong sumama tulad ng sa taglamig, kapag ako ay nakahiga na may isang layer ng presyon. Palagi siyang humihingi ng pera sa kanyang ina para sa kanyang mga biyahe, ngunit mula sa akin ay nanginginig siya para sa renta. Hindi pa nakakapagbigay ng pera ang mga magulang ko, kasi. bago iyon, ang mga kapatid na babae ay nangangailangan ng pera para sa mga kumpetisyon, at ang aking ina at kapatid na babae ay may mga problema sa puso at nangangailangan ng paggamot at mga gamot, ang aking kapatid na lalaki ay hindi nagsasalita, ang aking ina ay nagbigay sa kanya ng halos 8 libo para sa mga iniksyon at gamot (mga iniksyon + bitamina). Sa tingin ko wala siyang pakialam sa mga magulang ko. At sa pangkalahatan, "napagkasunduan" umano ng kanyang ina ang aking ina na magbibigay sila ng 3 libo bawat buwan, ngunit sinabi ng aking ina kung maaari. Bago iyon, mahinahong nagbigay si dad, hanggang sa nagsimula ang mga problema. And his mother called out with a run-in to my mother saying that you don’t give money, we “supposedly” agreed, then she started to say maghanda daw sila ng 10k (saan ako nakakuha ng ganung halaga). Sa pamilya ko, si tatay lang ang nagtatrabaho, si nanay ang nagtatrabaho sa tape, pero hindi sila tumatawag ng trabaho. Sa lungsod, hindi natutupad ng tindahan ang kalahati ng plano para sa mga benta sa lungsod. Sa kanyang pamilya, nagtatrabaho sila sa itim, na ang kanyang ina, na ang kanyang ama. Nakaputi ang mga magulang ko. Mayroong 4 na tao sa kanyang pamilya, kasama siya, sa akin ay may 6 na kasama ko .. Ngayon nagtanong ako tungkol sa isang part-time na trabaho, ngunit mayroong 600 rubles sa isang araw upang magtrabaho mula 9-20:00 .. Xs kapag tumawag sila . Tatay sa relo, mangolekta ng mga dokumento para sa iskolarship sa lipunan hindi rin tayo pwede.
TingnanDating, Love, Relasyon Naiintindihan ko na mayroong isang batang Johnny Depp (well, o kung sino ang pinaka gusto mo doon), guwapo, galante, may velvety baritone. Isang lalaki sa kama na pinapangarap mismo ng mga babae na makapasok. Saka ko naiintindihan ang tiwala ko. At pagkatapos ang gayong tao ay hindi mag-aalok ng anumang bagay nang direkta, siya ay magpapasiklab ng pagnanasa at lahat ay magaganap nang maayos at natural. At gaano karaming mga kaso ang naroon kapag ang ilang Vasek ay nakaupo at nagtanong: bakit ka pumunta sa akin?))) Itinuturing ba niya ang kanyang sarili na hindi mapaglabanan nang ganoon? Na kahit sinong babae na unang makakita sa kanya ay nangangarap na bang ituloy ang handaan?
Tagapagpahiwatig ng hydrogen, pH(lat. pondus hydrogenii- "bigat ng hydrogen", binibigkas "pash") ay isang sukatan ng aktibidad (sa mataas na dilute na solusyon, katumbas ng konsentrasyon) ng mga hydrogen ions sa isang solusyon, na quantitatively nagpapahayag ng acidity nito. Katumbas sa magnitude at kabaligtaran sa sign sa base 10 logarithm ng aktibidad mga ion ng hydrogen, na ipinahayag sa mga moles bawat litro:
Kasaysayan ng pH.
konsepto pH ipinakilala ng Danish na chemist na si Sorensen noong 1909. Ang tagapagpahiwatig ay tinatawag pH (ayon sa mga unang titik ng mga salitang Latin potentia hydrogeni ay ang lakas ng hydrogen, o pondus hydrogeni ay ang bigat ng hydrogen). Sa chemistry, yung combination pX karaniwang tumutukoy sa isang halaga na katumbas ng lg X, ngunit may sulat H sa kasong ito ay tumutukoy sa konsentrasyon ng mga hydrogen ions ( H+), o sa halip, ang thermodynamic na aktibidad ng mga hydronium ions.
Mga equation na nauugnay sa pH at pOH.
output ng halaga ng pH.
Sa purong tubig sa 25 °C, ang konsentrasyon ng mga hydrogen ions ([ H+]) at mga hydroxide ions ([ Oh− ]) ay pareho at katumbas ng 10 −7 mol/l, malinaw na sumusunod ito mula sa kahulugan ng ionic na produkto ng tubig, katumbas ng [ H+] · [ Oh− ] at katumbas ng 10 −14 mol²/l² (sa 25 °C).
Kung ang mga konsentrasyon ng dalawang uri ng mga ion sa isang solusyon ay pareho, kung gayon sinasabing ang solusyon ay may neutral na reaksyon. Kapag ang isang acid ay idinagdag sa tubig, ang konsentrasyon ng hydrogen ions ay tumataas, at ang konsentrasyon ng hydroxide ions ay bumababa; kapag ang isang base ay idinagdag, sa kabaligtaran, ang nilalaman ng hydroxide ions ay tumataas, at ang konsentrasyon ng hydrogen ions ay bumababa. Kailan [ H+] > [Oh− ] sinasabing acidic ang solusyon, at kapag [ Oh − ] > [H+] - alkalina.
Upang gawing mas maginhawa upang kumatawan, upang mapupuksa ang negatibong exponent, sa halip na ang mga konsentrasyon ng mga hydrogen ions, ang kanilang decimal logarithm ay ginagamit, na kinuha gamit ang kabaligtaran na tanda, na kung saan ay ang hydrogen exponent - pH.
Basicity index ng isang solusyon pOH.
Bahagyang hindi gaanong sikat ang kabaligtaran pH halaga - index ng basicity ng solusyon, pOH, na katumbas ng decimal logarithm (negatibo) ng konsentrasyon sa solusyon ng mga ion Oh − :
tulad ng sa anumang may tubig na solusyon sa 25 ° C, pagkatapos ay sa temperatura na ito:
Mga halaga ng pH sa mga solusyon ng iba't ibang kaasiman.
- Taliwas sa popular na paniniwala, pH maaaring mag-iba maliban sa pagitan ng 0 - 14, maaari rin itong lumampas sa mga limitasyong ito. Halimbawa, sa isang konsentrasyon ng mga hydrogen ions [ H+] = 10 −15 mol/l, pH= 15, sa isang konsentrasyon ng mga hydroxide ions na 10 mol / l pOH = −1 .
kasi sa 25 °C (karaniwang kondisyon) [ H+] [Oh − ] = 10 −14 , malinaw na sa temperaturang ito pH + pOH = 14.
kasi sa mga acidic na solusyon [ H+] > 10 −7 , na nangangahulugang para sa mga acidic na solusyon pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pH ang mga neutral na solusyon ay 7. Sa higit pa mataas na temperatura pare-pareho electrolytic dissociation pagtaas ng tubig, na nangangahulugan na ang ionic na produkto ng tubig ay tumataas, pagkatapos ito ay magiging neutral pH= 7 (na tumutugma sa sabay-sabay na pagtaas ng mga konsentrasyon bilang H+, at Oh−); na may pagbaba ng temperatura, sa kabaligtaran, neutral pH nadadagdagan.
Mga pamamaraan para sa pagtukoy ng halaga ng pH.
Mayroong ilang mga pamamaraan para sa pagtukoy ng halaga pH mga solusyon. Tinatantya ang halaga ng pH gamit ang mga indicator, tumpak na sinusukat gamit ang pH-meter o tinutukoy ng analytical sa pamamagitan ng pagsasagawa ng acid-base titration.
- Para sa isang magaspang na pagtatantya ng konsentrasyon ng mga hydrogen ions, madalas na ginagamit ng isa mga tagapagpahiwatig ng acid-base- mga organikong tina, ang kulay nito ay nakasalalay sa pH kapaligiran. Ang pinakasikat na mga indicator ay: litmus, phenolphthalein, methyl orange (methyl orange), atbp. Ang mga indicator ay maaaring nasa 2 magkaibang kulay na anyo - acidic man o basic. Ang pagbabago ng kulay ng lahat ng mga tagapagpahiwatig ay nangyayari sa kanilang hanay ng kaasiman, madalas na 1-2 mga yunit.
- Upang madagdagan ang agwat ng pagsukat sa pagtatrabaho pH mag-apply pangkalahatang tagapagpahiwatig, na pinaghalong ilang indicator. Ang unibersal na tagapagpahiwatig ay patuloy na nagbabago ng kulay mula pula hanggang dilaw, berde, asul hanggang lila kapag lumilipat mula sa isang acidic patungo sa isang alkaline na rehiyon. Mga Kahulugan pH Ang paraan ng tagapagpahiwatig ay mahirap para sa maulap o may kulay na mga solusyon.
- Ang paggamit ng isang espesyal na aparato - pH-meter - ginagawang posible ang pagsukat pH sa mas malawak na hanay at mas tumpak (hanggang sa 0.01 units pH) kaysa sa mga tagapagpahiwatig. Ionometric na paraan ng pagpapasiya pH ay batay sa pagsukat ng EMF ng isang galvanic circuit na may millivoltmeter-ionometer, na kinabibilangan ng isang glass electrode, ang potensyal nito ay depende sa konsentrasyon ng mga ions H+ sa nakapalibot na solusyon. Ang pamamaraan ay may mataas na katumpakan at kaginhawahan, lalo na pagkatapos ng pagkakalibrate ng indicator electrode sa napiling hanay pH, na ginagawang posible ang pagsukat pH malabo at may kulay na mga solusyon at samakatuwid ay kadalasang ginagamit.
- Analytical volumetric na pamamaraan — titration ng acid-base- nagbibigay din ng tumpak na mga resulta para sa pagtukoy ng kaasiman ng mga solusyon. Ang isang solusyon ng kilalang konsentrasyon (titrant) ay idinagdag sa dropwise sa solusyon na susuriin. Kapag sila ay pinaghalo, kemikal na reaksyon. Ang equivalence point - ang sandali kung kailan ang titrant ay eksaktong sapat upang makumpleto ang reaksyon - ay naayos gamit ang isang indicator. Pagkatapos nito, kung ang konsentrasyon at dami ng idinagdag na titrant solution ay kilala, ang kaasiman ng solusyon ay tinutukoy.
- pH:
0.001 mol/L HCl sa 20 °C ay may pH=3, sa 30 °C pH=3,
0.001 mol/L NaOH sa 20 °C ay may pH=11.73, sa 30 °C pH=10.83,
Impluwensya ng temperatura sa mga halaga pH ipaliwanag ang iba't ibang dissociation ng hydrogen ions (H +) at hindi ito isang experimental error. Ang epekto sa temperatura ay hindi maaaring bayaran sa elektronikong paraan pH-metro.
Ang papel ng pH sa kimika at biology.
Ang kaasiman ng kapaligiran ay mayroon kahalagahan para sa karamihan mga proseso ng kemikal, at ang posibilidad ng paglitaw o ang resulta ng isang partikular na reaksyon ay kadalasang nakasalalay sa pH kapaligiran. Para sa pagsuporta tiyak na halaga pH sa sistema ng reaksyon habang pananaliksik sa laboratoryo o mga solusyon sa buffer ay ginagamit sa produksyon, na nagbibigay-daan sa iyong mapanatili ang halos pare-parehong halaga pH kapag natunaw o kapag ang maliit na halaga ng acid o alkali ay idinagdag sa solusyon.
Tagapagpahiwatig ng hydrogen pH kadalasang ginagamit upang makilala ang mga katangian ng acid-base ng iba't ibang biological media.
Para sa mga reaksiyong biochemical malakas na kahulugan ay may kaasiman ng medium ng reaksyon na nagaganap sa mga buhay na sistema. Ang konsentrasyon ng mga hydrogen ions sa isang solusyon ay kadalasang nakakaapekto katangian ng physicochemical at biological na aktibidad ng mga protina at mga nucleic acid Samakatuwid, para sa normal na paggana ng katawan, ang pagpapanatili ng acid-base homeostasis ay isang gawain ng pambihirang kahalagahan. Dynamic na pagpapanatili ng pinakamainam pH mga biyolohikal na likido nakamit sa ilalim ng pagkilos ng mga buffer system ng katawan.
SA katawan ng tao V iba't ibang katawan Iba ang pH.
|
Ilang Kahulugan pH. |
|
|
sangkap |
|
|
electrolyte sa mga lead na baterya |
|
|
Lemon juice (5% rr limon acids) |
|
|
suka ng pagkain |
|
|
Coca Cola |
|
|
Apple juice |
|
|
Balat malusog na tao |
|
|
Acid rain |
|
|
Purong tubig sa 25°C |
|
|
Sabon (mataba) para sa mga kamay |
|
|
Ammonia |
|
|
Pagpaputi (bleach) |
|
|
Mga solusyon sa puro alkali |
|
1. Pagkalkula ng pH sa mga solusyon ng malakas na acid at base.
Ang pagkalkula ng pH sa mga solusyon ng malakas na monobasic acid at base ay isinasagawa ayon sa mga formula:
pH \u003d - lg C hanggang at pH \u003d 14 + lg C o
Kung saan ang C to, C o ay ang molar concentration ng isang acid o base, mol / l
2. Pagkalkula ng pH sa mga solusyon ng mga mahinang acid at base
Ang pagkalkula ng pH sa mga solusyon ng mahina na monobasic acid at base ay isinasagawa ayon sa mga formula: pH \u003d 1/2 (pK to - lgC to) at pH \u003d 14 - 1/2 (pK O - lg CO)
3. Pagkalkula ng pH sa mga solusyon ng hydrolyzable salts
Mayroong 3 kaso ng hydrolysis ng mga asin:
a) hydrolysis ng asin sa pamamagitan ng anion (ang asin ay nabuo sa pamamagitan ng isang mahinang acid at isang malakas na base, halimbawa CH 3 COO Na). Ang halaga ng pH ay kinakalkula ng formula: pH = 7 + 1/2 pK hanggang + 1/2 lg C s
b) hydrolysis ng asin sa pamamagitan ng cation (ang asin ay nabuo sa pamamagitan ng isang mahinang base at isang malakas na acid, halimbawa NH 4 Cl) Ang pagkalkula ng pH sa naturang solusyon ay isinasagawa ayon sa formula: pH = 7 - 1/2 pK o - 1/2 lg C s
c) hydrolysis ng asin sa pamamagitan ng cation at anion (ang asin ay nabuo ng mahinang acid at mahinang base, halimbawa CH 3 COO NH 4). Sa kasong ito, ang pagkalkula ng pH ay isinasagawa ayon sa formula:
pH \u003d 7 + 1/2 pK hanggang - 1/2 pK o
Kung ang asin ay nabuo ng isang mahinang polybasic acid o isang mahinang multiprotonic base, pagkatapos ay sa mga formula (7-9) na nakalista sa itaas para sa pagkalkula ng pH, ang mga halaga ng pK k at pK o ayon sa huling yugto ng dissociation ay pinapalitan.
4. Pagkalkula ng pH sa mga solusyon ng iba't ibang mga mixtures ng mga acid at base
Kapag ang acid at base ay ibinuhos, ang pH ng nagresultang timpla ay nakasalalay sa dami ng acid at base na kinuha at ang kanilang lakas.
4. Buffer system
Kasama sa mga buffer system ang mga pinaghalong:
a) isang mahinang acid at ang asin nito, halimbawa CH 3 COO H + CH 3 COO Na
b) isang mahinang base at ang asin nito, halimbawa NH 4 OH + NH 4 Cl
c) isang pinaghalong acid salt na may iba't ibang kaasiman, halimbawa NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
d) isang pinaghalong acid at katamtamang asin, halimbawa NaНCO 3 + Na 2 CO 3
e) isang halo ng mga pangunahing asin ng iba't ibang basicity, halimbawa Al (OH) 2 Cl + Al (OH) Cl 2, atbp.
Pagkalkula ng pH sa buffer system lead ayon sa mga formula: pH \u003d pK to - lg C to / C s at pH \u003d 14 - pK o + lg C o / C s
Mga solusyon sa buffer ng acid-base, equation ng Henderson-Hasselbach. Pangkalahatang katangian. Prinsipyo ng pagpapatakbo. Pagkalkula ng pH ng buffer solution. kapasidad ng buffer.
mga solusyon sa buffer - mga system na nagpapanatili ng isang tiyak na halaga ng isang parameter (pH, potensyal ng system, atbp.) kapag nagbago ang komposisyon ng system.
Acid-base na tinatawag na buffer solution , na nagpapanatili ng humigit-kumulang pare-pareho ang halaga ng pH kapag hindi masyadong malaking halaga ng isang malakas na acid o malakas na base ang idinagdag dito, gayundin kapag natunaw at puro. Ang acid-base buffer solution ay naglalaman ng mga mahinang acid at ang kanilang mga conjugate base. Ang isang malakas na acid, kapag idinagdag sa isang buffer solution, ay "naging" sa isang mahinang acid, at isang malakas na base sa isang mahinang base. Formula para sa pagkalkula ng pH ng isang buffer solution: pH = pK O + lg C O /SA Sa Ang equation na ito Henderson-Hasselbach . Ito ay sumusunod mula sa equation na ito na ang pH ng isang buffer solution ay nakasalalay sa ratio ng mga konsentrasyon ng isang mahinang acid at ang conjugate base nito. Dahil ang ratio na ito ay hindi nagbabago kapag natunaw, ang pH ng solusyon ay nananatiling pare-pareho. Ang pagbabanto ay hindi maaaring walang limitasyon. Sa isang napaka makabuluhang pagbabanto, ang pH ng solusyon ay magbabago, dahil, una, ang mga konsentrasyon ng mga sangkap ay magiging napakaliit na hindi na posible na pabayaan ang autoprotolysis ng tubig, at pangalawa, ang mga koepisyent ng aktibidad ng hindi na-charge at ang mga sisingilin na particle ay nakadepende nang iba sa lakas ng ionic ng solusyon.
Ang buffer solution ay nagpapanatili ng pare-parehong pH kapag maliit na halaga lamang ng isang malakas na acid o malakas na base ang idinagdag. Ang kakayahan ng isang buffer solution na "labanan" ang isang pagbabago sa pH ay nakasalalay sa ratio ng mga konsentrasyon ng isang mahinang acid at ang conjugate base nito, pati na rin sa kanilang kabuuang konsentrasyon - at nailalarawan sa pamamagitan ng kapasidad ng buffer.
kapasidad ng buffer - ang ratio ng isang infinitesimal na pagtaas sa konsentrasyon ng isang malakas na acid o malakas na base sa isang solusyon (nang walang pagbabago sa volume) sa pagbabago sa pH na dulot ng pagtaas na ito (p. 239, 7.79)
Sa isang malakas na acidic at malakas na alkaline na kapaligiran, ang kapasidad ng buffer ay tumataas nang malaki. Mga solusyon kung saan ang isang sapat na mataas na konsentrasyon ng isang malakas na acid o malakas na base ay mayroon ding buffering properties.
Ang buffer capacity ay maximum sa pH=pKa. Upang mapanatili ang isang tiyak na halaga ng pH, isang buffer solution ay dapat gamitin kung saan ang halaga ng pKa ng mahinang acid na kasama sa komposisyon nito ay mas malapit hangga't maaari sa pH na ito. Makatuwirang gumamit ng buffer solution upang mapanatili ang pH sa hanay ng pKa + _ 1. Ang pagitan na ito ay tinatawag na working force ng buffer.
19. Mga pangunahing konsepto na may kaugnayan sa kumplikadong mga compound. Pag-uuri ng mga kumplikadong compound. Equilibrium constants na ginagamit upang makilala ang mga kumplikadong compound: formation constants, dissociation constants (general, stepwise, thermodynamic, real at conditional na konsentrasyon)
Kadalasan, ang complex ay isang particle na nabuo bilang resulta ng interaksyon ng donor-acceptor ng isang central atom (ion), na tinatawag na complexing agent, at mga charged o neutral na particle, na tinatawag na ligand. Ang complexing agent at ligand ay dapat na independiyenteng umiiral sa kapaligiran kung saan nangyayari ang complexation.
Ang isang kumplikadong tambalan ay binubuo ng panloob at panlabas na mga globo. K3(Fe(CN)6)- K3-outer sphere, Fe-complexing agent, CN- ligand, complexing agent + ligand=inner sphere.
Ang dentality ay ang bilang ng mga sentro ng donor ng ligand na nakikilahok sa pakikipag-ugnayan ng donor-acceptor sa panahon ng pagbuo ng isang kumplikadong particle. Ang mga ligand ay monodentate (Cl-, H2O, NH3), bidentate (C2O4(2-), 1,10-phenanthroline) at polydentate.
Ang numero ng koordinasyon ay ang bilang ng mga sentro ng donor ng ligand kung saan nakikipag-ugnayan ang isang partikular na gitnang atom. Sa halimbawa sa itaas: 6-coordination number. (Ag (NH3) 2) + - numero ng koordinasyon 2, dahil ang ammonia ay isang monodentate ligand, at sa (Ag (S2O3) 2) 3- - numero ng koordinasyon 4, dahil ang thiosulfate ion ay isang bidentate ligand.
Pag-uuri.
1) Depende sa kanilang charge: anionic ((Fe(CN)6)3-), cationic ((Zn(NH3)4)2 +) at uncharged o non-electrolyte complexes (HgCl2).
2) Depende sa bilang ng mga metal na atomo: mononuclear at polynuclear complex. Ang isang mononuclear complex ay naglalaman ng isang metal na atom, habang ang isang polynuclear complex ay naglalaman ng dalawa o higit pa. Ang mga polynuclear complex na particle na naglalaman ng magkatulad na mga atomo ng metal ay tinatawag na homonuclear (Fe2(OH)2)4+ o Be3(OH)3)3+), at ang mga naglalaman ng mga atomo ng iba't ibang metal ay tinatawag na heteronuclear (Zr2Al(OH)5)6+) .
3) Depende sa likas na katangian ng mga ligand: homogenous ligand at mixed ligand (mixed ligand) complexes.
Ang mga chelate ay mga cyclic complex compound ng mga metal ions na may polydentate ligand (karaniwan ay organic), kung saan ang gitnang atom ay bahagi ng isa o higit pang mga cycle.
Mga Constant. Ang lakas ng isang kumplikadong ion ay nailalarawan sa pamamagitan ng kanyang dissociation constant, na tinatawag na instability constant.
Kung ang reference na data sa stepwise instability constants ay hindi magagamit, ang pangkalahatang instability constant ng complex ion ay ginagamit:
Ang pangkalahatang instability constant ay katumbas ng produkto ng stepwise instability constants.
SA analitikal na kimika sa halip na instability constants in Kamakailan lamang gamitin ang stability constants ng complex ion: 
Ang stability constant ay tumutukoy sa proseso ng pagbuo ng complex ion at katumbas ng reciprocal ng instability constant: Kst = 1/Knest.
Ang stability constant ay nagpapakilala sa ekwilibriyo ng kumplikadong pagbuo.
Tingnan ang pahina 313 para sa thermodynamic at concentration constants.
20. Impluwensya ng iba't ibang mga kadahilanan sa proseso ng kumplikadong pagbuo at katatagan ng mga kumplikadong compound. Impluwensya ng konsentrasyon ng mga tumutugon na sangkap sa kumplikado. Pagkalkula ng mga molar fraction ng libreng metal ions at complexes sa isang equilibrium mixture.
1) Ang katatagan ng mga kumplikadong compound ay nakasalalay sa likas na katangian ng kumplikadong ahente at mga ligand. Ang pattern ng mga pagbabago sa katatagan ng maraming mga metal complex na may iba't ibang mga ligand ay maaaring ipaliwanag sa tulong. Mga teorya ng matigas at malambot na mga asido at base (HMCA): ang mga malambot na asido ay bumubuo ng mas matatag na mga compound na may malambot na mga base, at mga matitigas na asido na may matigas na mga. Ligand (l. base), at Ag+ o Hg2+ (m. to-you) na may S- sod. Ligands (m. basic). Ang mga complex ng metal cation na may polydentate ligand ay mas matatag kaysa sa mga complex na may katulad na monodentate ligand.
2) lakas ng ionic. Sa pagtaas ng lakas ng ionic at pagbaba sa mga koepisyent ng aktibidad ng mga ion, bumababa ang katatagan ng complex.
3) temperatura. Kung, sa panahon ng pagbuo ng complex, ang delta H ay mas malaki kaysa sa 0, kung gayon ang katatagan ng complex ay tumataas sa pagtaas ng temperatura; kung ang delta H ay mas mababa sa 0, pagkatapos ay bumababa ito.
4) panig na distrito. Ang epekto ng pH sa katatagan ng mga complex ay nakasalalay sa likas na katangian ng ligand at ang gitnang atom. Kung ang complex ay naglalaman ng higit pa o hindi gaanong malakas na base bilang isang ligand, pagkatapos ay may pagbaba sa pH, ang protonation ng naturang mga ligand ay nangyayari at ang molar fraction ng ligand form na kasangkot sa pagbuo ng complex ay bumababa. Ang epekto ng pH ay magiging mas malakas, mas malaki ang lakas ng ibinigay na base at mas mababa ang katatagan ng complex.
5) konsentrasyon. Habang tumataas ang konsentrasyon ng ligand, tumataas ang nilalaman ng mga complex na may malaking bilang ng koordinasyon at bumababa ang konsentrasyon ng mga libreng metal ions. Sa labis na mga ion ng metal sa solusyon, ang monoligand complex ay mangingibabaw.
Molar fraction ng mga metal ions na hindi nakagapos sa mga complex
Mole fraction ng mga kumplikadong particle
Ang pagkalkula ng aktibidad ng mga hydrogen ions ayon sa mga equation ng batas ng mass action ay lubos na pinasimple kung kukuha tayo ng mga negatibong logarithms ng mga dami na kasama sa mga equation na ito. Ipinakilala namin ang mga sumusunod na pagtatalaga: a - aktibidad, f - koepisyent ng aktibidad, C - konsentrasyon, K1 - una at K2 - pangalawang dissociation constant, Ksh - water dissociation constant. Tukuyin natin ang negatibong decimal logarithm ng aktibidad ng mga hydrogen ions bilang pH.
Ang mga halaga ng pC, pf, pK para sa iba't ibang konsentrasyon, iba't ibang lakas ng ionic at constants (pK) ng ilang mga acid at base ay ibinibigay sa Talahanayan. 1-3. Ang halaga ng dissociation constant ng tubig at ang pKsh value nito sa iba't ibang temperatura ay ibinibigay sa Table. 4.
Gamit ang talahanayan. 1-4, madali mong kalkulahin ang mga halaga ng pH ng ilang mga solusyon gamit ang mga sumusunod na equation (mga formula 6-16):
Ang mga halimbawa ng mga kalkulasyon para sa mga equation na ito ay ibinigay sa ibaba. Upang gawing simple ang mga kalkulasyon, maaari mong maiwasan ang pagkalkula ng ionic na lakas ng mga solusyon upang mahanap ang pf, pagkuha para sa monovalent electrolytes pf - 0.1, para sa bivalent pf - 0.2, para sa trivalent pf - 0.4; ang mga halagang ito ay malapit sa mga ipinapakita sa Talahanayan. 3 sa mga konsentrasyon na karaniwang ginagamit sa pagsasanay sa laboratoryo (0.025-0.2 m). Sa ibang mga kaso, dapat mong gamitin ang data sa Talahanayan. 3. Sa higit pang tinatayang mga kalkulasyon, posibleng hindi na isaalang-alang ang pagwawasto para sa pf sa lahat.
Kapag gumagamit ng mga equation (8)-(16), ang pagwawasto para sa pf ay dapat isaalang-alang lamang kung ang halaga ng concentration dissociation constant ay ginagamit sa pagkalkula (sa Talahanayan 2, ang mga constant na ito ay hindi nakasalungguhit).
Ang derivation ng mga equation (6)-(16) ay hindi ibinigay dito; ito ay matatagpuan sa mga aklat-aralin sa physical chemistry.
Malakas na acid at base at I - HCl, HNO3, HClO4, H2SO4, KOH, atbp. Ang mga malakas na acid at base ay halos ganap na naghihiwalay. Samakatuwid, ang aktibidad ng mga hydrogen ions sa mga solusyon ng malakas na acid ayon sa (6) ay magiging a = Cf, o sa logarithmic form:
Para sa mga matibay na base, ang aktibidad ng mga hydrogen ions sa kanilang mga solusyon ay maaaring kalkulahin mula sa equation:
ang konklusyon kung saan ay madaling gawin na isinasaalang-alang ang mga pagkakapantay-pantay:
Mahinang mga acid at base acetic acid, mga may tubig na solusyon ng ammonia, aniline, atbp. Ang mga negatibong logarithms ng mga constant ng ilan sa mga ito, o ang kanilang mga pK na halaga, ay ibinibigay sa Talahanayan. 2.
Ayon sa batas ng mass action para sa mga mahinang acid, mayroon tayong:
Dapat tandaan na kapag kumukuha ng mga equation (8) at (9), ipinapalagay na ang konsentrasyon ng undissociated acid ay katumbas ng kabuuang konsentrasyon nito, o [NA]=C. Ang tinatayang pagkakapantay-pantay na ito ay may bisa na may katumpakan na 1% lamang para sa mga acid na ang dissociation constant K ay katumbas o mas mababa sa 10v-3 o pK = 3. Kaya, ang mga equation (8) at (9) ay dapat gamitin upang kalkulahin ang pH ng mga acid at base kung saan ang pK > 3. Kapag ang pK ay mas mababa sa 3, mas kumplikadong mga kalkulasyon ang dapat gamitin, na hindi ipinakita dito.
Ang mga polybasic na mahina acid na mayroong dalawa o higit pang mga dissociation constant - K1, K2, K3, atbp., halimbawa, carbonic, phosphoric, oxalic, atbp. Kapag kinakalkula ang halaga ng pH ng kanilang mga solusyon, dalawang kaso ang dapat tandaan: 1) sa pagitan ang mga halaga ng una at pangalawang constant ay may makabuluhang pagkakaiba, upang ang pK2-pK1 > 3, at 2) ang mga halaga ng una at pangalawang constant ay malapit sa isa't isa, upang ang pK2-pK1 Sa pangalawang kaso, ibig sabihin, kapag pK2-pK1
Mga solusyon sa asin. Depende sa komposisyon ng asin, ang kanilang mga solusyon ay maaaring alkaline, neutral o acidic. Samakatuwid, kapag tinutukoy ang pH ng isang solusyon, apat na mga kaso ang dapat makilala: 1) mga asing-gamot, ang anion at kation na kung saan ay nabibilang sa isang malakas na base at isang malakas na acid; 2) mga asing-gamot na binubuo ng isang mahinang acid at isang malakas na base; 3) mga asing-gamot na binubuo ng isang malakas na acid at isang mahinang base; 4) mga asing-gamot na binubuo ng mahinang acid at mahinang base.
Ang iba't ibang reaksyon ng mga may tubig na solusyon ng mga asin ay nauugnay sa iba't ibang antas paghihiwalay ng malakas at mahinang mga acid at base. Nakasaad sa itaas iyon malakas na electrolytes humiwalay sa may tubig na solusyon ganap, at mahina - bahagyang. Dahil ang mga asin ay ganap na naghihiwalay sa may tubig na mga solusyon, at mahina ang mga acid at base nang bahagya, kung mayroong mga anion o kasyon ng mga mahinang acid at base sa solusyon, ang huli ay bahagyang na-hydrolyzed, pumasa sa medyo bahagyang dissociated compound, at isang libreng malakas na acid o alkali. lilitaw sa solusyon. Halimbawa, kapag ang asin na NH4Cl ay natunaw sa tubig (NH4 ay isang cation ng isang mahinang base, ang Cl ay isang anion ng isang malakas na acid), ang NH4 ion ay bahagyang hydrolyzed at ito ay pumasa sa isang medyo bahagyang dissociated compound NH4OH, at libre. Lumilitaw ang HCl sa solusyon:
Ang isang solusyon ng naturang asin ay magiging acidic. Sa kabaligtaran, kapag ang isang asin ng isang mahinang acid at isang malakas na base ay natunaw sa tubig, ang alkalization ng solusyon ay nangyayari para sa parehong mga kadahilanan:
Malinaw, kapag kinakalkula ang halaga ng pH ng mga solusyon sa asin, dapat isaalang-alang ang antas ng paghihiwalay ng mga mahinang acid o base na bumubuo sa asin, o ang halaga ng kanilang mga dissociation constants.
1. Mga asin ng isang malakas na base at isang malakas na acid: KCl, NaCl, KNO3, atbp. Ang mga solusyon ng mga asing-gamot na ito ay dapat na may reaksyon na malapit sa neutral, dahil alinman sa anion o cation ay hindi nagbibigay ng mahinang dissociated compound sa tubig. Sa pagsasagawa, dahil sa napapabayaan buffering, ang pagkakaroon ng mga contaminants, pati na rin ang dissolved carbon dioxide ang mga solusyon ng mga asing-gamot na ito ay may mga halaga ng pH na naiiba mula sa 7 hanggang sa isa at kung minsan ay higit pa. Ang masusing pagdalisay ng mga asin sa pamamagitan ng recrystallization at pagtanggal ng CO2 mula sa kanilang mga solusyon ay naglalapit sa reaksyon ng kanilang mga solusyon sa neutral.
2. Mga asin ng isang malakas na base at isang mahinang acid - CH3COONa, atbp. Sa kasong ito, ang halaga ng pare-pareho ng isang mahinang acid ay dapat isaalang-alang, at ang pH na halaga ng mga solusyon ay maaaring kalkulahin gamit ang equation (11) :
3. Mga asin ng mahinang base at malakas na acid NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4, atbp. Maaari mong mahanap ang pH value ng mga solusyon ng mga salt na ito gamit ang equation (12):
4. Mga asin ng mahinang base at mahinang acid - CH3COONH4, NH4NO2, atbp. Ang halaga ng pH ng naturang mga asin ay hindi nakadepende sa kanilang konsentrasyon at maaaring matagpuan sa pamamagitan ng equation (13):
Mga acid na asin. Ang reaksyon ng mga acid salts tulad ng NaHCO3, KHSO3, potassium acid tartrate [K (C4H6O6)] at iba pa sa mga kaso kung saan ang kanilang konsentrasyon sa solusyon ay lumampas sa hindi bababa sa 100 beses ang halaga ng unang dissociation constant (i.e., sa pK1-pK2) , ay hindi nakasalalay sa konsentrasyon at maaaring kalkulahin mula sa equation (14):
Sa mga kaso kung saan ang konsentrasyon ng acid salt ay lumampas sa halaga ng unang pare-pareho (o ang pangalawang pare-pareho para sa disubstituted salts) nang mas mababa sa 100 beses (o sa pK1-рС
Ang pagkalkula ayon sa equation na ito ay kumplikado sa pamamagitan ng katotohanan na bago ito isagawa, kinakailangan upang kalkulahin ang halaga ng kabuuan K1 + C, at pagkatapos ay hanapin ito ayon sa Talahanayan. 1 p(K1+C) na halaga. Ang mga halaga ng mga constant ng dissociation ay ibinibigay sa talahanayan. 2. Halimbawa, para sa phosphoric acid K1=7.5 10v_3, o 0.0075. Pagkatapos ay para sa 0.01 n. solusyon na makukuha natin: K1+C = 0.0075+0.01 = 0.0175, isang p(K1+C) = 1.8.