III. Termodinamikai alapok: a változások energetikája; a folyamatok iránya, egyensúlyok. 2010/26

Átírás

1 III. Termodinamikai alapok: a változások energetikája; a folyamatok iránya, egyensúlyok. 2010/26 III.1. Termokémia Alapfogalmak. U és H, reakcióhı, Hess-tétel, képzıdéshı Külön elnevezések: olvadáshı, párolgáshı, stb., néhány adatot ld. korábban, fázisátalakulásoknál. Hımennyiség, hıkapacitás: Q = C T Allotróp módosulatok átalakulása: C - hıkapacitás ; extenzív menny.; fajlagos hıkap. (fajhı) Q dimenziója: kj, kcal... 1 cal = J S(rombos) S(monoklin) H = kcal/mol Reakcióhı: a reakció során a környezettel kicserélt hımennyiség, a reakcióegyenlet által kifejezett mólszámokra vonatkozóan. Elıjel-konvenció: a rendszerrel közölt hı; hıtermelı (exoterm) reakció esetén tehát negatív. Hess-tétel: a reakcióhı független az úttól, értékét a kezdeti és végállapot egyértelmően meghatározza. (Vagyis: Egy bruttó reakció tetszılegesen felbontható részfolyamatokra). A reakcióhı (legalábbis elvben) különbözı a szerint, hogy állandó térfogaton (zárt edény), vagy állandó nyomáson (nyitott edény) mérjük: V = const.; Q = U U - belsıenergia p = const.; Q = H H - entalpia (T mindkét esetben const.) A különbség a térfogati munkából adódik. Az ábra szerint (negatív elıjel, mert konvenció szerint a rendszeren végzett munka): -w = p P(sárga) P(vörös) H = kcal/mol Oldáshı Enthalpy of Solvation (H solv kj/mol) Substanc H solv Substance H solv AlCl 3(s) H 2SO 4(l) LiNO 3(s) LiCl(s) NaNO 3(s) NaCl(s) 3.88 KNO 3(s) KCl(s) NaOH(s) NH 4Cl(s) Kémiában: égéshı, közömbösítési hı, stb. Termokémiai egyenlet: a reakcióegyenlet mellett feltüntetjük a reakcióhıt (entalpiaváltozást) is. A résztvevık (halmaz)állapotának feltüntetése fontos. Pl. C 6 H 6 (l) + O 2 (g) = CO 2 (g) + H 2 O(l) H = kj/mol Több egyenlet algebrai egyenletként manipulálható. Képzıdéshı: azon folyamat reakcióhıje, melyben 1 mól anyag elemeibıl képzıdik. elemek képzıdéshıje zérus. Tisztázandó: U vagy H; és az állapotjelzık értékeit meg kell adni. Általában H-t szokás, ld. táblázat. Diagramok: entalpiadiagramok, főtési görbék Az entalpia definíciója: H = U + pv. megváltozása, ha p = const., H = U + p V, a reakcióhı. Korábbról egy entalpiadiagram: Born-Haber körf.,. 2010/ Standard képzıdéshık (standard képzıdési entalpia, H o f ): A nyomás standard, p o =1 atm. És általában 25 o C-ra adják meg. Allotrópia esetén: zéruspont a leggyakoribb, "közönséges" forma, ld. foszfor. Táblázat: gyakoribb anyagok standard képzıdéshıje 25 o C -on (forrás: Brady, T6.1.) Substance H f (kj/mol) Substance H f (kj/mol) Substance H f (kj/mol) Al 2O 3(s) 676 C 4H 10(g) 26 MgCl 2 2H 2O(s) 280 Al 2(SO 4) 3(s) C 6H 6(l) Mg(OH) 2(s) As 4O 6(s) 314 CH 3OH(l) -238 KMnO 4(s) As 2O 5(s) -925 C 2H 5OH(l) -278 MnSO 4(s) 064 BaCO 3(s) 219 HCHO(g) (formaldehyde) 08.6 NH 3(g) BaCl 2(s) CH 3CHO(g) (acetald.) 67 NH 4Cl(s) Ba(OH) (CH 3) 2CO(l) (acetone) NO(g) BaSO 4(s) 465 CO(NH 2) 2(s) (urea) NO 2(s) +34 Br 2(g) HCl(g) N 2O(g) HBr(g) -36 HCl(aq) 67.2 HNO3(l) 74.1 CaCO 3(s) 207 (NH 4) 2Cr 2O 7(s) 807 O 3(g) +143 CaCl 2(s) K 2Cr 2O 7(s) P(s, white) 0 (vörös: -3.7) CaO(s) CuCl 2(s) 72 P 4O 10(s) Ca(OH) 2(s) CuO(s) 55 H 3PO 4(s) 279 Ca 3(PO4) 2(s) Cu 2S(s) KCl(s) CaSO 4(s) 433 CuS(s) SiO 2(s, alpha) CaSO 4 1/2H 2O(s) 573 CuSO 4(s) NaF(s) -571 CaSO 4 2H 2O(s) CuSO 4 5H 2O(s) NaCl(s) -413 C(s, graphite) 0 HF(g) -271 NaBr(s) -360 C(s, diamond) H 2O(l) -286 NaI(s) -288 CCl 4(l) 34 H 2O(g) -242 NaHCO 3(s) CO(g) 10 H 2O 2(l) 87.8 Na 2CO 3(s) 131 CO 2(g) -394 I 2(g) Na 2O 2(s) CO 2(aq) HI(g) +26 NaOH(s) H 2CO 3(aq) Fe 2O 3(s) Na 2SO 4(s) CS 2(l) Fe 3O 4(s) S(s, rhombic) 0 (monoklín: +0.08) CS 2(g) +117 PbO(s) SO 2(g) -297 CH 4(g) PbO 2(s) -277 SO 3(g) -396 C 2H 2(g) +227 Pb(OH) 2(s) H 2SO 4(l) C 2H 4(g) PbSO 4(s) SnCl 4(l) C 2H 6(g) LiCl(s) SnO 2(s) C 3H 8(g) 04 MgCl 2(s) ZnO(s) -348

2 III.2. Termodinamikai alapfogalmak; az I. és a II. fıtétel Termo-dinamika: hı - mozgás,változás -- hıátadással kapcsolatos változások, folyamatok. Általánosabban: az energia különbözı formáinak egymásba alakulása. Számunkra legfontosabb lesz: folyamatok iránya, egyensúly. Fogalmak rendszer, környezet; állapotfüggvény; izoterm, izobár,izochor, adiabatikus vált. Reverzibilis és irreverzibilis folyamatok: Reverzibilis: idealizált határeset; végtelen sok kis lépésben (tehát végtelen lassan) történı változás, melynek során az egyensúlytól csak infinitezimálisan tér el a rendszer. A valóságban minden folyamat irreverzibilis. Szemléltetı példa: ideális gáz reverz. és irreverz. kiterjedése. Ld. 28. mellékletet is. A külsı nyomás legyen p 2. Ha hirtelen engedjük kiterjedni a gázt, konstants p 2 ellen végzett munkája p 2(V 2-V 1). Ha a dugattyút visszatartjuk, s csak egészen kis lépésekben engedjük mozogni, minden lépésben egyensúlyi, p = RT/V nyomás ellen dolgozik. Ki is számítható a reverzibilis folyamatban végzett munka: dw' = pdv = RT/V dv w' rev = RT ( V1 V2 dv/v = RTln(V 2/V 1) Ugyanakkor, p=const. mellett, láttuk w' irrev = p(v 2-V 1). Látjuk: "maximális munka" - reverzíbilis folyamatban. I. fıtétel: Izolált rendszer belsı energiája állandó Az energiamegmaradás speciális megfogalmazása. Lásd fentebb a Hess-tételt is, az történelmi háttere I.-nek. A folyamatok iránya: entrópia és a II. fıtétel hétköznapi tapasztalatok: gáz kiterjed, ill. hıátadás... Kvantitatív definícióhoz statisztikus mechanikai 2010/27 megfontolás: pl. kétatomos molekulák sokféle elrendezıdése: Az ábra 6 mikroállapotot mutat; az átforgatott molekulákat -szel megjelöltük. Ha az átforgatásra a makroállapot nem érzékeny (molekulák közti kölcsönhatás elhanyagolható, stb., tehát energia s egyéb makrotulajdonságok változatlanok), N molekula esetén 2 N módon valósulhat meg ugyanazon makroállapot. W - termodinamikai valószínőség: adott makroállapot hányféle mikroállapotban valósulhat meg. Ezt felhasználva, a definíció (Boltzmann): entrópia def.: S = k B lnw Standard moláris entrópiák: (hıtani mérésekbıl határozzák meg). Néhány anyag standard moláris entrópiája 25 C-on Anyag S 0, J/(mol K) Anyag S 0, J/(mol K) Anyag S 0, J/(mol K) Gázok Folyadék C(gyémánt) 2,4 NH 3 192,5 C 6H 6(benzol) 173,3 C (grafit) 5,7 Cl CH 3CH 2OH 160,7 Na 51 CO 2 213,7 H 2O 69,0 MgCO 3 65,7 He 126,2 Szilárd MgO 26,9 H 2 130,7 CaCO 3 92,9 NaCl 72,1 N 2 191,6 CaO 39,8 Sn (fehér) 51,6 O 2 205,1 Cu 33,2 Sn(szürke) 44,1 figyelem: elemeké sem zérus... Reakcióentrópia S o = S o (termékek)- S o (reaktánsok) Példa: 2Na(s) + Cl 2 (g) 2NaCl(s) S = ( ) = J/K Negatív!? Pedig tudjuk, a reakció nagyonis "spontán", robbanásszerő hevességgel megy végbe. A megoldás: A környezet entrópiaváltozását is figyelembe kell venni! rendezetlenség mértéke: entrópia = S folytatás a következı oldalon

3 entrópia (folyt.): tehát a környezet entrópiaváltozását vizsgáljuk. A termodinamika itt nem részletezhetı általános elmélete szerint *, ha a rendszer Q = H hıt adott le, akkor a környezet entrópiája S körny = H/T képlet szerint nıtt. (Kvalitatív értelmezés: magasabb hımérséklet erısebb hımozgás magasabb entrópia; s az effektus kisebb, ha már eleve magas a T.) A teljes változás tehát (rendszer és a környezet együtt): S tot = S + S körny Tehát, a fenti NaCl-példánkban S körny = ( ) J / 298 K = 2772 J/K Σ( S) = = 2591 J/K Így már, a teljes változás bıven pozitív... Másik példa:nh 4NO 3 oldódása vízben: H old = 26.4 kj/mol. Endoterm, az oldódás mégis spontán!? Magyarázat: oldódáskor az entrópia nı! Szilárd anyag olvadása: hıt kell befektetni (környezet hől), de ezt kompenzálja a rendszer entrópia-növekedése. II. fıtétel: 2010/28 Izolált rendszerben csak olyan változás lehetséges, melynek során az entrópia nı! {Az izolált rendszer itt a vizsgált rendszer és a környezet együtt, vagyis elvben az egész univerzum. Az univerzum entrópiája állandóan nı a "hıhalál" elmélete A szabadentalpia Praktikus összevonásként bevezetjük a szabadentalpiát: G = H - TS G már formailag a rendszerre definiálható, változása negatív kell legyen. Spontán változás: G < 0 Képzıdési szabadentalpiák táblázatokban, ld. alább. Tulajdonképp nem független adatok, fenti H és S adatokból adódnak. Egyensúlyban: a szabadenergiának MINIMUMA van. Fentieken nyugszik a * Rudolf Clausius német tudós, a termodinamika "atyja" körül fenomenologikus elméletben, mint S = Q/T (Q a két test között kicserélt hımennyiség) vezette be elıször az entrópia fogalmát. Néhány anyag standard (p=1 atm ) képzıdési szabadentalpiája (25 0 C)

4 III.3. Egyensúlyok III.3.1. Kémiai egyensúly, egyensúlyi állandó Történetileg: empirikus törvény, Guldberg és Waage, 1867: tömeghatás törvénye. Legyen egy általános reakció: n a A + n b B +... n q Q + n r R +... Az egyensúlyi koncentrációkra: [Q] nq [R] nr / [A] na [b] nb = const = K Egyensúlyi állandó tehát: a termékek megfelelı hatványon vett koncentrációinak szorzata, osztva a reaktánsok megfelelı... A hatványok: a sztöchiometriai együtthatók.. Az egyensúly elméleti értelmezése Kinetikai alapon: sebességek kiegyenlítıdnek Elvibb: termodinamikai alapon, G-bıl levezethetı (G változása általában: l. diagram fentebb, 2008/30): lnk = - G 0 /(RT) K dimenzió nélküli! [A levezetés vázlata (NEM követelmény): Levezethetı, hogy ideális gázra, G így függ a nyomástól: G(p 2 ) = G(p 1 ) + RT ln(p 2 /p 1 ) T=const Referenciaállapot: p 0 = 1 atm, T = 25 o C A anyagra tehát G A (p A ) = G 0 A + RT ln(p A /p 0 ) Legyen egy egyszerő gázreakció: A + 2B AB 2 Adott összetételnél (ezt a parciális nyomások mérik) egyensúly alakul ki: G A + 2G B = G AB2 Ha egyensúlyban a parciális nyomások p A, stb., : G 0 A + RT ln(p A /p 0 ) + 2{G 0 B + RT ln(p B /p 0 )} = = G 0 AB2 + RT ln(p AB2 /p 0 ) Jelöljük a reakcióra jellemzı változást: G 0 AB2 - (G 0 A + 2 G 0 B ) = G 0 Tehát: lnk = - G 0 /(RT), ill. K = exp(- G 0 /(RT) levezetés vége] Egy számpélda: 2 NO 2 N 2 O 4 adatok a 28. o. táblázatból. (Eredm.: K=10.8) Egyensúly gázokban Fent K dimenzió nélküli, mert p/p 0 - használtunk, ez a leghelyesebb. De gyakorta használják magukat a parciális nyomásokat, ekkor: K p = (p Q ) nq (p R ) nr (p S ) ns. / (p A ) na (p B ) nb (p c ) nc.. A dimenzió így [nyomás] n, ahol n a mólszámváltozás. Másrészt, a koncentrációkkal kifejezett K c -t használják (sajnos): p A V = n A RT, a konc. [A] = n A /V; p A = [A]/RT; K p =.. Az átszámítás tehát: K p = K c (RT) n Az egyensúly eltolása, a Le Chatelier-elv Ha egy egyensúlyban levı rendszer állapotát külsı hatás megzavarja, a rendszer e kényszerre reagálva a változást csökkenteni igyekszik. A gyakorlatban is igen fontos kérdés. Az egyensúlyi összetétel befolyásolása: - anyagmennyiség ("tömeghatás törv.") H 2 (g) + I 2 (g) = 2 HI(g); pl.: a jód a drága komponens, erre nézve szeretnénk növelni a termelési hányadot (rövidebb név: hozam): H 2 -t növeljük, az egyensúly jobbra tolódik el ( p külsı itt közömbös! - mert nincs mólszámváltozás ). 2010/29 Ha mólszámváltozás van, a külsı nyomással is jelentısen lehet befolyásolni az egyensúlyi összetételt (maga K persze állandó!). Pl.: ammónia-szintézis 3H 2 + N 2 2NH 3 K p = (p H2 ) 3 (p N2 ) / (p NH3 ) 2 Ha a külsı nyomást növeljük, az egyensúly a mólszám csökkenésének irányába tolódik el több ammónia. A hımérséklet szerepe: a fentiekban feltettük, hogy T állandó, ekkor K az adott reakcióra jellemzı állandó érték. Természetes azonban, hogy az egyensúlyt befolyásolja a hımérséklet, ilyenkor K maga változik: ha T nı, az egyensúly az endoterm irányba tolódik el (Le Chatelier-elv). Megj.: katalizátor: K-t (összetételt) nem, csak a sebességet befolyásolja. III.3.2. Egyensúly vizes elektrolitoldatokban Alapok, a ph Sav-bázis reakciók. Itt legalkalmasabb: a Bronsted-Lowry elmélet, protonátviteli reakciók ("protolízis"). Koncentráció helyett praktikus: ph (poh) Definíció: ph = -log[h + ].. Megj.: itt és az elıadáson is, általában egyszerően H + -t írok a vízben valójában erısen hidratált protonra; ismeretes, hogy a realitást jobban leírja a H 3 O + jelölés (oxonium-ion) de ez sem pontos, hiszen több molekula kapcsolódik össze H- hídakkal. (Az angolszász irodalom gyakran hydronium elnevezést használ a H 3 O + -ra.) [Megjegyzések a témakörhöz, IUPAC-elnevezések. Onium-ionok: Olyan kationok, melyekben egy egymagvú "hidrid" (hydride) egy "hidron" (hydron)-nal kapcsolódott. A hidron a H + -ion neve; általánosabb, mint a proton, mert bármelyik izotópot jelentheti. A "mag" itt a nitrogén-, kalkogénés halogéncsalád valamelyik tagja lehet. Az onium-ion győjtınév, mely szubsztituált származékokra is vonatkozik. Az oxónium-ion a H 3O + és szubsztituált származékait (RH 2O + ) jelenti, tehát az ónium-ionok egy csoportja. További példák: NH 4 +, ammónium; H 3S + szulfónium; H 2Cl + klorónium, P(CH 3) 2H 2 +.dimetilfoszfónium-ion, stb.] A víz disszociációja (autoionizáció, autoprotolízis) H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - A víz-ionszorzat: K v = [H 3 O + ][OH - ] 25 o C-on 1x10 4 ; Evidens: ph + poh = 14 A disszociáció energiabefektetést igényel, endoterm folyamat. Tehát K v a hımérséklettel nı, pl.:testhım.: K v = 2.4x10 4 Gyenge elektrolitok Savra, ált.: HA + H 2 O = K a = Bázisra, ált.: B + H 2 O = K b = (ld. Számolási gyakorlat) Figyelem, konjugált párra: Pl. (NH 3 a bázis, NH + 4 a sav) NH 3 + H 2 O = NH OH - K b = NH H 2 O = NH 3 + H 3 O + K a = K a K b = K v Tipikus számolási feladat: Gyenge sav ph-ja: HA + H 2 O A - + H 3 O + Az egyensúlyi koncentrációk: [H 3 O + ] = [A - ] = x; [HA] = c 0 -x. K a = x 2 /(c 0 -x) x 2 /c 0 x = A közelítı képletbıl megbecsülhetjük x-et (x = (c 0 K a ) 1/2 ), s ha ez nem elég kicsi c 0 -hoz képest, csak akkor szükséges a másodfokú egyenlet megoldóképletével, pontosan számolni.

5 Egyensúly vizes elektrolitoldatokban, folyt. bázisra hasonlóan: B + H 2 O BH + + OH - [BH + ] = [OH - ] = y; [B] = c 0 -y K b = y 2 /(c 0 -y) y 2 /c 0 y = Fentiek megfogalmazhatók a disszociációfokkal: Pl. savra, ha a bemért sav α törtrésze disszociál: [H 3 O + ]=[A - ] = αc 0 ; [HA] =(1-α)c 0 K = c 0 α 2 /(1-α) α = Néhány gyenge sav disszociációs állandója, ill. pk a értéke Common Name Formula Acidity Constant pk a perchloric HClO 4 ca ca. 0 hydrogen chloride HCl ca ca. -7 nitric HNO 3 ca. 200 ca. -2 hydronium ion H 3O chloric HClO iodic HIO hydrogen fluoride HF 6.6 * nitrous HNO * cyanic HOCN 3.54 * hypochlorous HOCl 2.95 * hypobromous HOBr 2.3 * hydrocyanic HCN 5.8 * hypoiodous HOI Többértékő savak, pl.: H 2 SO 4 HSO 4 + H + K 1 = 2x10 6. HSO 4 SO H + K 2 = 2x10 2. Bruttó reakcióra: H 2 SO 4 SO H + K = K 1 K 2 Ionization Constants of Inorganic Polyprotic Acids Common Name Formula Acidity Constant pk a sulfuric H 2SO 4 HSO 4 K 1 = 2.4 * 10 6 K 2 = 1.0 * chromic 4 2 H 2CrO 4 HCrO K 1 = 3.55 K = 3.36 * sulfurous H 2SO 3 K 1 = 1.71 * HSO 3 K 2 = 5.98 * phosphoric H 3PO 4 H 2PO 4 K 1 = 7.1 * 10-3 K 2 = 6.2 * 10-8 phosphorous pyrophosphoric carbonic hydrogen sulfide boric HPO 4-2 H 3PO 3 H 2PO 3 H 4P 2O 7 H 3P 2O 7-2 H 2P 2O 7-3 HP 2O 7 H 2CO 3 HCO K 3 = 4.6 * 10 3 K 1 = 1.6 * 10-2 K 2 = 6.3 * K 1 = 3 * K 2 = 4.4 * K 3 = 2.5 * K 4 = 5.6 * K 1 = 4.35 * K 2 = 4.69 * K 2 = ca.10 5 ca.15 K = 9 * 10-8 H 2S HS 1 H 3BO 3 K 1 = 7.2 * 10 0 H 2BO 3 K 2 = 1.8 * HBO 3 K 3 = 1.6 * /30 Tanulságos: a bázis erıssége jellemezhetı úgy is, hogy a B bázishoz konjugált BH + sav (ónium-sav) állandóját adják meg common method for evaluating the strength of bases is to report the ities of the conjugate s of the bases (these conjugate s are often "onium" cations). The resulting pk a's are proportional to the base strength of the base. Vegyük észre: a kétféle táblázatbeli adatot (baloldali oszlop alja, ill. az alábbi tábl.) összeszorozva, pl. az ammóniára, K a K b = 5.6x10 0 x 1.8x10-5 = 1.x10 4 = a víz-ionszorzat Ionization Constants of B-H + Onium Acids Common Name Formula Acidity pk a Constant carboxylic s R-CO 2H ca ca. -6 alcohols R-CH 2-OH ca ca. -2 aniline C 6H 5NH * pyridine C 5H 5N 6.3 * hydroxyl amine HONH * ammonia NH * ethyl amine C 2H 5NH * piperidine (CH 2) 5NH Hidrolízis: pl. nárium-acetát (NaAc) vízben. Egyszerően az Ac mint bázis egyensúlyát kell tekinteni, s ennek K b -je a K a K b = K v -bıl ismert Ac + H 2 O = HAc + OH C 0 -x x x K v /K a = K b = x 2 /(c 0 -x) Pufferoldatok. Gyenge sav + ennek erıs bázissal képzett sója, ill. gyenge bázis + erıs savval alkotott sója. Szerepük: stabil ph. Pl. biológiában fontos szerep Pufferkapacitás: mennyi erıs sav (ill. bázis) okoz 1 ph változást. Számolások elve. Alapvetı számítás: NaAc + HAc Az egyensúly tulajdonképp csak az ecetsav disszociációja, melyet persze visszaszorít a bevitt só (Ac - ) HAc = H + + Ac c sav (-x) x c só (+x) [H + ] = x = K a c sav / c só A titrálásoknál figyelembe kell venni, ha gyenge eletrolit van jelen! A titrálás folyamán elıbb puffer van jelen, majd az ekvivalenciapontban tisztán só. Utóbbi hidrolízisébıl számolható az ekvivalencipont ph-ja! Bázisok Base Ammonia (NH 3) Pyridine (C 5H 5N) Hydroxylamine (H 2NOH) Methylamine (NH 2CH 3) Conjugate Acid NH 4 + C 5H 5NH + H 3NO + + NH 3CH 3 Equilibrium K b Reaction NH 3 + H 2O 1.8 x10-5 NH OH - C 5H 5N + H 2O 1.7 x10-9 C 5H 5NH + + OH - H 2NOH + H 2O 1.1 x10-8 H 3NOH + + OH - NH 2CH 3 + H 2O 4.4 x10-4 NH 3CH + 3 +OH -

6 Heterogén egyensúlyok Ha az egyensúlyban egynél több fázis van jelen: heterogén egyensúlyról beszélünk. (Fázis: ld. 2009/22.) Legyegyszerőbb esetek: Fázisegyensúly: H 2 O(l) H 2 O(g) K 1 Oldódás: I 2 (s) I 2 (aq) K 2 Ilyenkor a tiszta folyadék, ill. szilárd fázis 'koncentrációja' (precízebben: aktivitása) konstants, s azt 1-nek vesszük. Így az egyensúlyi állandó: K 1 = p(h 2 O) a víz tenziója az adott hımérsékleten; K 2 = c(i 2 ) a jód koncentrációja a telített oldatban. Összetettebb esetekben is az egy fázisban levı komponensekkel jellemezhetı az egyensúly. Folyadék-gáz egyensúly: 2H 2 O(l) 2H 2 (g) + O2(g) Kp = p(h 2 ) 2 p(o 2 ) Szilárd-gáz egyensúly: CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) K = p(co 2 ) NH 4 Cl(s) NH 3 (g) + HCl(g) K = p(nh 3 ) p(hcl) Szilárd-folyadék(oldat) egyens.: Az oldhatósági szorzat Ha az oldott anyag C n A m összetételő só, C - kation, A - anion, akkor L = [C] n [A] m ; pl. [Ag + ][Cl - ], [Fe 3+ ][OH - ] 3 ; [Ag + ] 2 [CrO 4 2- ] Rosszul oldódó sók oldhatósági szorzatai Solubility Products of Slightly Soluble Salts Compound Ksp Compound Ksp Compound Ksp AgBr BaF KclO Ag2CO BaSO MgCO AgCl CaCO MgF Ag2CrO CaF MgNH4PO * AgCN CaSO Mg(OH) AgI CdS MnS Ag3PO Ca(OH) NiS Ag2SO CuC2O PbCl Ag2S CuS PbS AgCNS Fe(OH) PbSO Al(OH) * Hg2Br SnS BaCO Hg2Cl Zn(OH) BaCrO HgS ZnS Egyszerő számolási példák: Ezüst-kromát oldhatósága vízben, mol/l-ben: Ag 2 CrO 4 (s) 2Ag + (aq) + CrO 4 2- (aq) L = [Ag + ] 2 [CrO 4 2- ] [CrO 4 2- ] = x, [Ag + ] = 2x, = (2x) 2 x = 4x 3 x = Közös-ion-effektus: Adjunk a fenti telített oldathoz 1 L-re számítva 0.1 mol Ag-nitrátot. (Utóbbi jól oldódik.) Ekkor: [CrO 4 2- ] = y, [Ag + ] = y, mivel y (és 2y is) sokkal kisebb 0.1-nél: = (0.1+2y) 2 y (0.1) 2 y y = Látjuk: a közös ion jelenlétében az oldódás sok nagyságrenddel visszaszorult. Acetic Citric 2010/31 Egyensúly koordinációs komplexekben. A ligandum(ok) leszakadása is egyensúlyra vezet, melyet a disszociációs állandóval, ill. sokszor stabilitási állandóval írunk le (ezek egymás reciprokai). Ha csak egy ligandum van: M + L ML K = [ML]/([M][L]); A következı táblázatban logk: Ba Ca Co(II) Cu Fe(II) Fe(III) Mg Mn Ni Sr Zn É EDTA Glycine Lactic Maleic Salicylic Több ligandum esetén: M + nl ML n Pl. Cu-ammónia komplex: réz-szulfát + ammónia + ammónia felesleg Cu 2+ (aq) + 4NH 3 (aq) {Cu(NH 3 ) 4 } 2+ K = [{Cu(NH 3 ) 4 } 2+ ]/([Cu 2+ ][NH 3 ] 4 K = Valójában ez egy többlépcsıs egyensúly ion K n mol dm 3 log K n [Cu(NH 3)(H 2O) 5] 2+ K x [Cu(NH 3) 2(H 2O) 4] 2+ K x [Cu(NH 3) 3(H 2O) 3] 2+ K x [Cu(NH 3) 4(H 2O) 2] 2+ K x Ellenırizzük, hogy K 1 K 2 K 3 K 4 = K Megj.: A fentiek a koordinált vizet is feltüntették, ez nem kötelezı, a számolást nem befolyásolja. Gyakorlatban fontos kérdés, fentiek kombinációja: Oldhatóság komplexképzı jelenlétében: pl. mekkora az AgCl oldhatósága 1.0 M NH 3 -ban (T=25 o C)? Egyidejőleg két egyensúly : AgCl(s) Ag + (aq) + Cl (aq) L = [Ag + ][Cl ] = 1.7x10 10 Ag + (aq) + 2NH 3 (aq) Ag(NH 3 ) 2 + (aq) K = [Ag(NH 3 ) 2 + ]/([Ag + ][NH 3 ] 2 ) = 1.7x10 7. A két egyenletet egyesítve: LK = [Ag(NH 3 ) 2 + ][Cl - ]/[NH 3 ] 2. Legyen [Ag(NH 3 ) 2 + ] = [Cl ] = x; [NH 3 ] = 1.0 2x; x = M.