Baza Ph. Llogaritja e pH e tretësirave të bazave dhe acideve të forta dhe të dobëta. Plani i mësimit

Detyrat për seksionin Produkti jonik i ujit:

Detyra 1. Si quhet prodhimi jonik i ujit? Me çfarë barazohet? Jepni derivimin e shprehjes për produktin jonik të ujit. Si ndikon temperatura në produktin jonik të ujit?

Vendimi.

Uji është një elektrolit i dobët, molekulat e tij dekompozohen në një masë të vogël në jone:

H 2 O ↔ H + + OH -

Konstanta e ekuilibrit Reaksioni i shpërbërjes së ujit ka formën e mëposhtme:

K = /

në 22° K = 1,8 × 10 -16 .

Duke neglizhuar përqendrimin e molekulave të ujit të disociuar dhe duke marrë masën e 1 litër ujë për 1000 g, marrim:

1000/18 = 55,56 g

K \u003d / 55,56 \u003d 1,8 × 10 -16

= 1,8 × 10 -16 55,56 = 1 10 -14

Përcakton aciditetin e tretësirës, ​​- përcakton alkalinitetin e tretësirës.

Në ujë të pastër = = 1 × 10 -7 .

Puna quhet

K H 2 O \u003d \u003d 1 10 -14

Produkt jonik i ujit rritet me rritjen e temperaturës, pasi rritet edhe shpërbërja e ujit.

Aciditeti i një solucioni zakonisht shprehet si:

Lg = pOH

pH< 7 në një mjedis acid

pH > 7 në një mjedis alkalik

pH = 7 në një mjedis neutral.

Aciditeti i mjedisit mund të përcaktohet duke përdorur.

Detyra 2. Sa gram hidroksid natriumi është në gjendje shpërbërjeje të plotë në 100 ml tretësirë ​​pH e së cilës është 13?

Vendimi.

pH = -lg

10-13 m

Vendimi.

Për përcaktimin pH zgjidhja duhet të konvertohet në:

Supozojmë se dendësia e tretësirës është 1, atëherë V(tretësirë) = 1000 ml, m(tretësirë) = 1000 g.

Le të gjejmë sa gram hidroksid amoniumi përmban 1000 g tretësirë:

100 g tretësirë ​​përmban 2 g NH 4 OH

Në 1000 g - x g NH 4 OH

M (NH 4 OH) \u003d 14 + 1 4 + 16 + 1 \u003d 35 g / mol

1 mol tretësirë ​​përmban 35 g NH 4 OH

mol - 20 g NH 4 OH

Për baza të dobëta, që është NH 4 OH, relacioni është i vlefshëm

\u003d K H 2 O / (K d. kryesore C kryesore) 1/2

Sipas të dhënave të referencës, gjejmë K d (NH 4 OH) \u003d 1.77 10 -5, atëherë

10 -14 / (1,77 10 -5 0,57) 1/2 = 3,12 10 -12

pH \u003d -lg \u003d - lg 3,12 10 -12 \u003d 11,5

Vendimi.

pH = -lg

10 - pH

10 -12,5 \u003d 3,16 10 -13 M

pOH = 14 -12,5 = 1,5

pOH=-lg

10 - pOH

10 -1,5 \u003d 3,16 10 -2 M

Detyra 5. Gjeni pH-në e një tretësire të përqendruar të një elektroliti të fortë - 0,205 MHCl.

Vendimi. Në një përqendrim të lartë elektrolit i fortë, përqendrimi i tij aktiv ndryshon nga ai i vërtetë. Duhet të bëhet një korrigjim për aktivitetin e elektrolitit. Le të përcaktojmë forca jonike zgjidhje:

I = 1/2ΣC dhe z i 2, ku

C i dhe z i janë përkatësisht përqendrimet dhe ngarkesat e joneve individuale

I \u003d ½ (0,205 1 2 + 0,205 1 2) \u003d 0,205

f H + = 0,83, atëherë

a H + = · f H + = 0,205 0,83 = 0,17

pH = -lg[ a H+ ] = -lg 0,17 = 0,77

IPV– kjo është një vlerë që është konstante në një temperaturë të caktuar për ujin dhe çdo tretësirë ​​ujore, e barabartë me produktin e përqendrimit të joneve të hidrogjenit dhe joneve hidroksid.

K(H2O) = *

K(H2O) = 1* (t = 25C)

Indeksi i hidrogjenit (pH) është një karakteristikë sasiore e aciditetit të mediumit, e barabartë me logaritmin dhjetor negativ të përqendrimit të joneve të lirë të hidrogjenit në tretësirë.

Indeksi i hidroksilit (pOH) është një vlerë e barabartë me logaritmin dhjetor negativ të përqendrimit të joneve të hidroksidit të lirë në një tretësirë

Llogaritja e pH e tretësirave të bazave dhe acideve të forta dhe të dobëta.

Acidi i dobët: pH=1/2pKk-1/2lgCk ku pK= -lgK është konstanta e disociimit të një acidi ose baze të dobët.

Baza e dobët: pH=14-1/2pKo+1/2lgCo

Acidi i fortë: pH= -lg(zCk) ku z është numri i joneve të hidrogjenit.

Baza e fortë: pH=14+lg(zCo) ku z është numri i joneve hidroksid.

Llogaritja e sistemeve tampon pH. Ekuacionet bazë. Ekuacioni Henderson-Hasselbach.

Quhen tretësirat ose sistemet tampon, pH e të cilave nuk ndryshon nga shtimi i sasive të vogla të një acidi ose alkali të fortë në to, si dhe kur hollohen. Zgjidhja më e thjeshtë buferike është një përzierje e një acidi të dobët dhe një kripe që ndan një anion me atë acid. Për shembull, një përzierje e CH 3 COOH-acid acetik dhe acetat natriumi CH 3 COONa.

Klasifikimi: sipas përbërjes dallojnë

1) acid - përbëhet nga një acid i dobët dhe kripa e tij. Për shembull: oksihemoglobina, bikarbonat fosfat.

2) ato bazë përbëhen nga një bazë e dobët dhe kripa e saj. Për shembull, amoniaku: amfoterik, amfolitik - përbëhet nga substanca që shfaqin vetitë e acideve dhe bazave (buferi i proteinave). Për një sistem buferik të përbërë nga HAn mol/l të një acidi të dobët dhe KtAn mol/l të kripës së tij, përqendrimi i joneve të hidrogjenit H + =K Han = quhet ekuacioni Henderson-Hasselbach, prandaj H + =K HAn = ku K Han është disociimi konstant el i një acidi të dobët. Duke marrë logaritmet e të dyja pjesëve dhe duke përmbysur shenjat, arrijmë në një ekuacion për llogaritjen e pH të tretësirës tampon të konsideruar pH=p KHAn - lg, ku p KHAn është logaritmi dhjetor i konstantës së zbërthimit elektrik të acidit të dobët. Aftësia e një solucioni buferik për të mbajtur pH pasi një acid ose alkali i fortë shtohet përafërsisht në një nivel konstant nuk është aspak i pakufizuar dhe kufizohet nga vlera e kapacitetit të quajtur buferik B. Njësia e kapacitetit tampon zakonisht merret si kapaciteti i një solucioni të tillë tampon, ndryshimi i pH i së cilës me një kërkon futjen e një acidi ose alkali të fortë në sasinë 1 mol ekuivalent për 1 litër tretësirë. Kapaciteti bufer B mund të llogaritet duke përdorur formulën B=. Kapaciteti total buferik i gjakut arterial arrin 25,3 mmol/l, në gjakun venoz është pak më i ulët dhe zakonisht nuk rritet 24,3 mmol/l.

Mekanizmi i veprimit tampon në shembullin e tretësirës së klorurit të amonit.

Duke shtuar një acid të fortë (HCl)

Një acid i fortë (HCl) reagon me një bazë të dobët (NH4OH)

Ndodh një reaksion neutralizimi dhe acidi zëvendësohet nga një sasi ekuivalente kripe.

Përqendrimi i joneve të hidroksidit të lirë plotësohet për shkak të bazueshmërisë së mundshme të hidroksidit të amonit, dhe për këtë arsye pH e tretësirës praktikisht nuk ndryshon.

NH4OH+HCl=NH4Cl+H2O

NH4OH+H+Cl=NH4+Cl+H2O

Duke shtuar një bazë të fortë (NaOH)

Alkali (NaOH) reagon me kripën (NH4Cl)

Formohet një bazë e dobët (NH4OH) dhe pH e tretësirës nuk ndryshon.

NH4Cl+NaOH=NH4OH+NaCl

Treguesi i hidrogjenit, pH(lat. fqondus hydrogenii- "pesha e hidrogjenit", e theksuar "pash") është një masë e aktivitetit (në tretësira shumë të holluara, ekuivalente me përqendrimin) e joneve të hidrogjenit në një tretësirë, që shpreh në mënyrë sasiore aciditetin e tij. E barabartë në modul dhe e kundërt në shenjë me logaritmin dhjetor të aktivitetit të joneve të hidrogjenit, i cili shprehet në mol për litër:

Historia e pH.

koncept pH prezantuar nga kimisti danez Sorensen në 1909. Treguesi quhet pH (sipas shkronjave të para të fjalëve latine potentia hydrogeniështë forca e hidrogjenit, ose pondus hydrogeniështë pesha e hidrogjenit). Në kimi, kombinimi pX zakonisht tregojnë një vlerë që është e barabartë me lg X, por me një letër H në këtë rast shënoni përqendrimin e joneve të hidrogjenit ( H+), ose më mirë, aktiviteti termodinamik i joneve të hidroniumit.

Ekuacionet që kanë të bëjnë me pH dhe pOH.

Dalja e vlerës së pH.

Në ujë të pastër në 25 °C, përqendrimi i joneve të hidrogjenit ([ H+]) dhe jonet hidroksid ([ Oh− ]) janë të njëjta dhe të barabarta me 10 −7 mol/l, kjo rrjedh qartë nga përkufizimi i produktit jonik të ujit, i barabartë me [ H+] · [ Oh− ] dhe është e barabartë me 10 −14 mol²/l² (në 25 °C).

Nëse përqendrimet e dy llojeve të joneve në një tretësirë ​​janë të njëjta, atëherë thuhet se tretësira ka një reaksion neutral. Kur një acid shtohet në ujë, përqendrimi i joneve të hidrogjenit rritet, dhe përqendrimi i joneve të hidroksidit zvogëlohet; kur shtohet një bazë, përkundrazi, përmbajtja e joneve të hidroksidit rritet dhe përqendrimi i joneve të hidrogjenit zvogëlohet. Kur [ H+] > [Oh− ] thuhet se tretësira është acid, dhe kur [ Oh − ] > [H+] - alkaline.

Për ta bërë më të përshtatshëm paraqitjen, për të hequr qafe eksponentin negativ, në vend të përqendrimeve të joneve të hidrogjenit, përdoret logaritmi dhjetor i tyre, i cili merret me shenjën e kundërt, që është eksponenti i hidrogjenit - pH.

Indeksi i bazës së një solucioni pOH.

Pak më pak e popullarizuar është e kundërta pH vlera - indeksi i bazës së zgjidhjes, pOH, i cili është i barabartë me logaritmin dhjetor (negativ) të përqendrimit në tretësirën e joneve Oh − :

si në çdo tretësirë ​​ujore në 25 ° C, atëherë në këtë temperaturë:

Vlerat e pH në tretësira me aciditet të ndryshëm.

• Në kundërshtim me besimin popullor, pH mund të ndryshojë me përjashtim të intervalit 0 - 14, ai gjithashtu mund të shkojë përtej këtyre kufijve. Për shembull, në një përqendrim të joneve të hidrogjenit [ H+] = 10 -15 mol/l, pH= 15, në një përqendrim të joneve hidroksid prej 10 mol / l pOH = −1 .

Sepse në 25 °C (kushtet standarde) [ H+] [Oh − ] = 10 −14 , është e qartë se në këtë temperaturë pH + pOH = 14.

Sepse në solucione acidike [ H+] > 10 −7 , që do të thotë se për tretësirat acidike pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pH tretësirat neutrale është 7. Në temperatura më të larta rritet konstanta e disociimit elektrolitik të ujit, që do të thotë se produkti jonik i ujit rritet, atëherë ai do të jetë neutral. pH= 7 (që korrespondon me përqendrime të rritura njëkohësisht si H+, dhe Oh−); me ulje të temperaturës, përkundrazi, neutrale pH rritet.

Metodat për përcaktimin e vlerës së pH.

Ka disa mënyra për të përcaktuar vlerën pH Zgjidhjet. Vlera e pH vlerësohet përafërsisht duke përdorur tregues, të matur me saktësi duke përdorur pH-metër ose të përcaktuar në mënyrë analitike duke kryer titrim acido-bazik.

1. Për një vlerësim të përafërt të përqendrimit të joneve të hidrogjenit, përdoret shpesh tregues acido-bazikë- ngjyra organike, ngjyra e të cilave varet nga pH mjedisi. Treguesit më të njohur janë: lakmusi, fenolftaleina, portokalli metil (metil portokalli), etj. Treguesit mund të jenë në 2 forma me ngjyra të ndryshme - ose acidike ose bazë. Ndryshimi i ngjyrës së të gjithë treguesve ndodh në gamën e tyre të aciditetit, shpesh 1-2 njësi.
2. Për të rritur intervalin e matjes së punës pH aplikoni tregues universal, e cila është një përzierje e disa treguesve. Treguesi universal ndryshon vazhdimisht ngjyrën nga e kuqe në të verdhë, jeshile, blu në vjollcë kur lëviz nga një rajon acid në një rajon alkalik. Përkufizimet pH Metoda e treguesit është e vështirë për zgjidhjet me re ose me ngjyra.
3. Përdorimi i një pajisjeje të veçantë - pH-metër - bën të mundur matjen pH në një gamë më të gjerë dhe më saktë (deri në 0.01 njësi pH) sesa me tregues. Metoda jonometrike e përcaktimit pH bazohet në matjen e EMF të një qarku galvanik me një milivoltmetër-jonometër, i cili përfshin një elektrodë xhami, potenciali i së cilës varet nga përqendrimi i joneve. H+ në tretësirën përreth. Metoda ka saktësi dhe komoditet të lartë, veçanërisht pas kalibrimit të elektrodës së treguesit në diapazonin e zgjedhur pH, që bën të mundur matjen pH solucione opake dhe me ngjyrë dhe për këtë arsye përdoret shpesh.
4. Metoda vëllimore analitike — titrimi acido-bazik- jep rezultate të sakta edhe për përcaktimin e aciditetit të tretësirave. Një tretësirë ​​me përqendrim të njohur (titrant) i shtohet pikë-pika tretësirës që do të testohet. Kur ato përzihen, ndodh një reaksion kimik. Pika e ekuivalencës - momenti kur titranti është saktësisht i mjaftueshëm për të përfunduar reagimin - fiksohet duke përdorur një tregues. Pas kësaj, nëse dihet përqendrimi dhe vëllimi i tretësirës titranuese të shtuar, përcaktohet aciditeti i tretësirës.
5. pH:

0,001 mol/L HCl në 20 °C ka pH=3, në 30 °C pH=3,

0,001 mol/L NaOH në 20 °C ka pH=11.73, në 30 °C pH=10.83,

Ndikimi i temperaturës në vlerat pH shpjegojë shpërbërjen e ndryshme të joneve të hidrogjenit (H +) dhe nuk është një gabim eksperimental. Efekti i temperaturës nuk mund të kompensohet elektronikisht pH-metër.

Roli i pH në kimi dhe biologji.

Aciditeti i mjedisit është i rëndësishëm për shumicën e proceseve kimike, dhe mundësia e shfaqjes ose rezultatit të një reaksioni të caktuar shpesh varet nga pH mjedisi. Për të ruajtur një vlerë të caktuar pH në sistemin e reaksionit gjatë studimeve laboratorike ose në prodhim, tretësirat buferike përdoren për të mbajtur një vlerë pothuajse konstante pH kur hollohet ose kur tretësirës i shtohen sasi të vogla acidi ose alkali.

Treguesi i hidrogjenit pH shpesh përdoret për të karakterizuar vetitë acido-bazike të mediave të ndryshme biologjike.

Për reaksionet biokimike, aciditeti i mediumit të reaksionit që ndodh në sistemet e gjalla ka një rëndësi të madhe. Përqendrimi i joneve të hidrogjenit në një tretësirë ​​shpesh ndikon në vetitë fiziko-kimike dhe aktivitetin biologjik të proteinave dhe acideve nukleike, prandaj, ruajtja e homeostazës acido-bazike është një detyrë me rëndësi të jashtëzakonshme për funksionimin normal të trupit. Mirëmbajtja dinamike e optimales pH lëngjet biologjike arrihet nën veprimin e sistemeve tampon të trupit.

Në trupin e njeriut në organe të ndryshme, vlera e pH është e ndryshme.

Djali nuk dëshiron të punojë me kohë të plotë, ai gjithmonë ka justifikime, thonë ata, do të ndihem përsëri keq dhe gjithçka. Ai studion për një pikë në magjistraturë, një herë në javë është në çift, u pajtua me mësuesit. Unë nuk mund të marr një punë zyrtarisht, për të mos humbur studimet e mia (kemi pikë për të ndjekur) .. plus kjo tani nuk konsiderohet një arsye e mirë, nuk ka korrespondencë falas në specialitet. Tani nuk ka para, i kërkoj të qëndrojë në punë që të fitojë të paktën diçka. Kompania ku punon nuk më merr ende. Si kundërpërgjigje më dha 25-1000 justifikime, pastaj universitet, më pas punë, pastaj krejt papritur ndihem keq si në dimër, kur rrija shtrirë me një shtresë presioni. Gjithmonë i kërkon të ëmës para për udhëtimet e tij, por nga e imja tundet me qira. Prindërit e mi nuk janë ende në gjendje të japin para, sepse. para kësaj motrat kishin nevojë për para për konkurse, dhe nëna dhe motra ime kishin probleme me zemrën dhe kishin nevojë për mjekim dhe ilaçe, vëllai im nuk fliste, nëna ime i dha rreth 8 mijë për injeksione dhe ilaçe (injeksione + vitamina). Unë nuk mendoj se ai kujdeset për prindërit e mi. Dhe në përgjithësi, nëna e tij gjoja "u pajtua" me nënën time që të jepnin 3 mijë në muaj, por nëna ime tha nëse ishte e mundur. Para kësaj, babi jepte me qetësi, derisa filluan problemet. Dhe nëna e tij i thirri me vrap nënës sime duke thënë se nuk i jep para, ne "gjoja" ramë dakord, pastaj ajo filloi të thotë që thonë përgatit 10 mijë (ku e mora një shumë të tillë). Në familjen time punon vetëm babi, mami është i punësuar në kasetë, por nuk thërrasin për punë. Në qytet, dyqani nuk përmbush gjysmën e planit për shitje në qytet. Në familjen e tij punojnë me të zeza, ai nëna, ai njerku. Prindërit e mi janë në të bardhë. Ne familjen e tij jane 4 veta, perfshire dhe ate, ne timen jane 6 me mua.. Sot pyeta per nje pune part-time, por ka 600 rubla ne dite per te punuar nga ora 9-20:00.. Xs kur te telefonojne . Babi është në detyrë, nuk mund të mbledhim dokumente as për një bursë sociale..

Takime, dashuri, marrëdhënie E kuptoj që është një i ri Johnny Depp (mirë, ose kushdo që ju pëlqen më shumë atje), i pashëm, gallat, me një bariton prej kadifeje. Një burrë në një shtrat ku vetë gratë ëndërrojnë të futen. Atëherë e kuptoj besimin tim. Dhe atëherë një njeri i tillë nuk do të ofrojë asgjë drejtpërdrejt, ai do të ndezë pasionin dhe gjithçka do të ndodhë pa probleme dhe natyrshëm. Dhe sa raste ka kur ndonjë Vasek ulet dhe pyet: pse erdhe tek unë?))) A e konsideron veten të parezistueshëm kështu? Se ndonjë grua që e sheh për herë të parë tashmë ëndërron të vazhdojë banketin?

Uji i pastër është një elektrolit shumë i dobët. Procesi i shpërbërjes së ujit mund të shprehet me barazimin: HOH ⇆ H + + OH - . Për shkak të shpërbërjes së ujit, çdo tretësirë ​​ujore përmban jone H + dhe jone OH-. Përqendrimet e këtyre joneve mund të llogariten duke përdorur ekuacionet e produktit jonik për ujin

C (H +) × C (OH -) \u003d K w,

ku është Kw konstante e produktit jonik të ujit ; në 25°C K w = 10 –14 .

Tretësirat në të cilat përqendrimet e joneve H + dhe OH janë të njëjta quhen tretësirë ​​neutrale. Në një zgjidhje neutrale C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 10 -7 mol / l.

Në një tretësirë ​​acidike, C(H +) > C(OH -) dhe, siç vijon nga ekuacioni i produktit jonik të ujit, C(H +) > 10 -7 mol / l, dhe C (OH -)< 10 –7 моль/л.

Në një tretësirë ​​alkaline C (OH -) > C (H +); ndërsa në C(OH –) > 10 –7 mol/l, dhe C(H +)< 10 –7 моль/л.

pH është një vlerë që karakterizon aciditetin ose alkalinitetin e tretësirave ujore; kjo vlerë quhet tregues i pH dhe llogaritet me formulën:

pH \u003d -lg C (H +)

Në një tretësirë ​​me pH acid<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.

Për analogji me konceptin e "indeksit të hidrogjenit" (pH), prezantohet koncepti i indeksit "hidroksil" (pOH):

pOH = –lg C(OH –)

Treguesit e hidrogjenit dhe hidroksilit lidhen me raportin

Indeksi i hidroksilit përdoret për të llogaritur pH në tretësirat alkaline.

Acidi sulfurik është një elektrolit i fortë që shpërndahet në tretësira të holluara në mënyrë të pakthyeshme dhe plotësisht sipas skemës: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. Nga ekuacioni i procesit të disociimit mund të shihet se C (H +) \u003d 2 C (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,005 mol / l \u003d 0,01 mol / l.

pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,01 \u003d 2.

Hidroksidi i natriumit është një elektrolit i fortë që shkëputet në mënyrë të pakthyeshme dhe plotësisht sipas skemës: NaOH ® Na + +OH -. Nga ekuacioni i procesit të disociimit, mund të shihet se C (OH -) \u003d C (NaOH) \u003d 0,1 mol / l.

pOH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,1 \u003d 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.

Disociimi i një elektroliti të dobët është një proces ekuilibri. Konstanta e ekuilibrit e shkruar për procesin e shpërbërjes së një elektroliti të dobët quhet konstante disociimi . Për shembull, për procesin e shpërbërjes së acidit acetik

CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.

Çdo fazë e disociimit të një acidi polibazik karakterizohet nga konstanta e tij e disociimit. Konstanta e disociimit - vlera referuese; cm..

Llogaritja e përqendrimeve të joneve (dhe pH) në tretësirat e elektroliteve të dobëta reduktohet në zgjidhjen e problemit të ekuilibrit kimik për rastin kur dihet konstanta e ekuilibrit dhe është e nevojshme të gjenden përqendrimet e ekuilibrit të substancave të përfshira në reaksion (shih shembulli 6.2 - problemi i tipit 2).

Në një zgjidhje 0,35% të NH 4 OH, përqendrimi molar i hidroksidit të amonit është 0,1 mol / l (një shembull i shndërrimit të një përqendrimi përqindje në një molar - shih shembullin 5.1). Kjo vlerë shpesh quhet C0. C 0 është përqendrimi total i elektrolitit në tretësirë ​​(përqendrimi i elektrolitit para shpërbërjes).

NH 4 OH konsiderohet të jetë një elektrolit i dobët që shpërndahet në mënyrë të kthyeshme në një tretësirë ​​ujore: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (shih gjithashtu shënimin 2 në faqen 5). Konstanta e disociimit K = 1,8 10 -5 (vlera referuese). Meqenëse një elektrolit i dobët shpërndahet në mënyrë jo të plotë, do të supozojmë se x mol / l NH 4 OH është disociuar, atëherë përqendrimi ekuilibër i joneve të amonit dhe joneve hidroksid do të jetë gjithashtu i barabartë me x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol/l. Përqendrimi ekuilibër i NH 4 OH i padisocuar është: C (NH 4 OH) \u003d (C 0 -x) \u003d (0,1-x) mol / l.

Ne zëvendësojmë përqendrimet e ekuilibrit të të gjitha grimcave të shprehura në terma x në ekuacionin konstante të disociimit:

.

Elektrolitet shumë të dobëta disociohen pak (x ® 0) dhe x në emërues si term mund të neglizhohet:

.

Zakonisht, në problemet e kimisë së përgjithshme, x në emërues neglizhohet nëse (në këtë rast, x - përqendrimi i elektrolitit të disociuar - ndryshon me 10 ose më pak herë nga C 0 - përqendrimi total i elektrolitit në tretësirë) .

C (OH -) \u003d x \u003d 1,34 ∙ 10 -3 mol / l; pOH \u003d -lg C (OH -) \u003d -lg 1,34 ∙ 10 -3 \u003d 2,87.

pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13.

Shkalla e disociimit elektroliti mund të llogaritet si raport i përqendrimit të elektrolitit të disociuar (x) me përqendrimin total të elektrolitit (C 0):

(1,34%).

Së pari, ju duhet të konvertoni përqendrimin e përqindjes në molare (shih shembullin 5.1). Në këtë rast, C 0 (H 3 PO 4) = 3,6 mol / l.

Llogaritja e përqendrimit të joneve të hidrogjenit në tretësirat e acideve të dobëta polibazike kryhet vetëm për fazën e parë të disociimit. Në mënyrë të rreptë, përqendrimi total i joneve të hidrogjenit në një tretësirë ​​të një acidi polibazik të dobët është i barabartë me shumën e përqendrimeve të joneve H + të formuara në secilën fazë të disociimit. Për shembull, për acidin fosforik C(H +) total = C(H +) 1 fazë secila + C(H +) 2 faza secila + C(H +) 3 faza secila. Sidoqoftë, shpërbërja e elektroliteve të dobëta ndodh kryesisht në fazën e parë, dhe në fazën e dytë dhe të mëvonshme - në një masë të vogël, prandaj

C(H +) në 2 faza ≈ 0, C(H +) në 3 faza ≈ 0 dhe C(H +) total ≈ C(H +) në 1 fazë.

Le të shpërndahet acidi fosforik në fazën e parë x mol / l, atëherë nga ekuacioni i disociimit H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 - rrjedh se përqendrimet ekuilibër të joneve H + dhe H 2 PO 4 - do të jenë gjithashtu e barabartë me x mol / l, dhe përqendrimi ekuilibër i H 3 PO 4 i padisocuar do të jetë i barabartë me (3.6–x) mol/l. Ne zëvendësojmë përqendrimet e joneve H + dhe H 2 PO 4 - dhe molekulave H 3 PO 4 të shprehura përmes x në shprehjen për konstantën e disociimit për fazën e parë (K 1 \u003d 7.5 10 -3 - vlera referuese):

K 1 /C 0 \u003d 7,5 10 -3 / 3,6 \u003d 2,1 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.

;

mol/l;

C (H +) \u003d x \u003d 0,217 mol / l; pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,217 \u003d 0,66.

(3,44%)

Detyra numër 8

Njehsoni a) pH-në e tretësirave të acideve dhe bazave të forta; b) një tretësirë ​​e dobët elektrolite dhe shkalla e shpërbërjes së elektrolitit në këtë tretësirë ​​(tabela 8). Merrni densitetin e tretësirave të barabartë me 1 g/ml.

Tabela 8 - Kushtet e detyrës nr.8

Shembulli 7.5 200 ml tretësirë ​​0,2M H 2 SO 4 dhe 300 ml tretësirë ​​NaOH 0,1 M janë përzier. Llogaritni pH-në e tretësirës që rezulton dhe përqendrimet e joneve Na + dhe SO 4 2– në këtë tretësirë.

Le të sjellim ekuacionin e reaksionit H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O në një formë të shkurtuar jon-molekulare: H + + OH - → H 2 O

Nga ekuacioni i reaksionit jon-molekular rezulton se vetëm jonet H + dhe OH - hyjnë në reaksion dhe formojnë një molekulë uji. Jonet Na + dhe SO 4 2– nuk marrin pjesë në reaksion, prandaj sasia e tyre pas reaksionit është e njëjtë me atë para reaksionit.

Llogaritja e sasive të substancave para reaksionit:

n (H 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l × 0,1 l \u003d 0,02 mol \u003d n (SO 4 2-);

n (H +) \u003d 2 × n (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,02 mol \u003d 0,04 mol;

n (NaOH) \u003d 0,1 mol / l 0,3 l \u003d 0,03 mol \u003d n (Na +) \u003d n (OH -).

Jonet OH - - në mungesë; ata reagojnë plotësisht. Së bashku me ta, do të reagojë e njëjta sasi (d.m.th. 0.03 mol) jonesh H +.

Llogaritja e numrit të joneve pas reaksionit:

n (H +) \u003d n (H +) para reaksionit - n (H +) reagoi \u003d 0,04 mol - 0,03 mol \u003d 0,01 mol;

n(Na +) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol.

Sepse tretjet e holluara përzihen

V e zakonshme. "Vtretësirë ​​e H 2 SO 4 + V tretësirë ​​e NaOH" 200 ml + 300 ml \u003d 500 ml \u003d 0,5 l.

C(Na +) = n(Na ​​+) / Vtot. \u003d 0,03 mol: 0,5 l \u003d 0,06 mol / l;

C(SO 4 2-) = n(SO 4 2-) / Vtot. \u003d 0,02 mol: 0,5 l \u003d 0,04 mol / l;

C(H +) = n(H +) / Vtot. \u003d 0,01 mol: 0,5 l \u003d 0,02 mol / l;

pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 2 10 -2 \u003d 1,699.

Detyra numër 9

Llogaritni pH dhe përqendrimet molare të kationeve dhe anioneve të metaleve të mbetjes së acidit në tretësirën e formuar nga përzierja e tretësirës së fortë të acidit me tretësirën e alkalit (Tabela 9).

Tabela 9 - Kushtet e detyrës nr.9

HIDROLIZA E KRIPËS

Kur ndonjë kripë tretet në ujë, kjo kripë shpërbëhet në katione dhe anione. Nëse kripa formohet nga një kation bazë i fortë dhe një anion acid i dobët (për shembull, nitriti i kaliumit KNO 2), atëherë jonet e nitritit do të lidhen me jonet H +, duke i ndarë ato nga molekulat e ujit, duke rezultuar në formimin e acidit të dobët azotik. . Si rezultat i këtij ndërveprimi, një ekuilibër do të vendoset në zgjidhje:

NO 2 - + HOH ⇆ HNO 2 + OH -

KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.

Kështu, një tepricë e joneve OH shfaqet në një tretësirë ​​të një kripe të hidrolizuar nga anioni (reaksioni i mjedisit është alkalik; pH > 7).

Nëse kripa formohet nga një kation bazë i dobët dhe një anion i fortë acid (për shembull, kloruri i amonit NH 4 Cl), atëherë kationet NH 4 + të një baze të dobët do të ndajnë jonet OH - nga molekulat e ujit dhe do të formojnë një dissociim të dobët. elektrolit - hidroksid amoniumi 1.

NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .

NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.

Një tepricë e joneve H + shfaqet në një tretësirë ​​të një kripe të hidrolizuar nga kationi (reaksioni i mediumit është pH acid< 7).

Gjatë hidrolizës së një kripe të formuar nga një kation bazë i dobët dhe një anion acid i dobët (për shembull, fluori i amonit NH 4 F), kationet e bazës së dobët NH 4 + lidhen me jonet OH-, duke i ndarë ato nga molekulat e ujit, dhe Anionet e dobëta të acidit F - lidhen me jonet H +, duke rezultuar në formimin e një baze të dobët NH 4 OH dhe një acidi të dobët HF: 2

NH 4 + + F - + HOH ⇆ NH 4 OH + HF

NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.

Reaksioni i një mediumi në një tretësirë ​​kripe që hidrolizohet si nga kationi ashtu edhe nga anioni përcaktohet nga cili nga elektrolitët me disociim të dobët të formuar si rezultat i hidrolizës është më i fortë (kjo mund të gjendet duke krahasuar konstantat e disociimit). Në rastin e hidrolizës së NH 4 F, mjedisi do të jetë acid (pH<7), поскольку HF – более сильный электролит, чем NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 < K H F = 6,6·10 –4 .

Kështu, hidroliza (d.m.th., dekompozimi nga uji) i nënshtrohet kripërave të formuara:

- një kation i një baze të fortë dhe një anion i një acidi të dobët (KNO 2, Na 2 CO 3, K 3 PO 4);

- një kation i një baze të dobët dhe një anion i një acidi të fortë (NH 4 NO 3, AlCl 3, ZnSO 4);

- një kation i një baze të dobët dhe një anion i një acidi të dobët (Mg (CH 3 COO) 2, NH 4 F).

Kationet e bazave të dobëta dhe/ose anionet e acideve të dobëta ndërveprojnë me molekulat e ujit; kripërat e formuara nga kationet e bazave të forta dhe anionet e acideve të forta nuk i nënshtrohen hidrolizës.

Hidroliza e kripërave të formuara nga kationet dhe anionet e shumëfishta të ngarkuara vazhdon me hapa; Më poshtë, shembuj specifik tregojnë sekuencën e arsyetimit që rekomandohet të ndiqet gjatë përpilimit të ekuacioneve për hidrolizën e kripërave të tilla.

Shënime

1. Siç u përmend më herët (shih shënimin 2 në faqen 5) ekziston një pikëpamje alternative që hidroksidi i amonit është një bazë e fortë. Reaksioni acid i mjedisit në tretësirat e kripërave të amonit të formuar nga acide të forta, për shembull, NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, shpjegohet me këtë qasje nga procesi i kthyeshëm i shpërbërjes së amonit. jon NH 4 + ⇄ NH 3 + H + ose më saktë NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .

2. Nëse hidroksidi i amonit konsiderohet një bazë e fortë, atëherë në tretësirat e kripërave të amonit të formuara nga acidet e dobëta, për shembull, NH 4 F, duhet të merret parasysh ekuilibri NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, në të cilin ka konkurrenca për jonin H + ndërmjet molekulave të amoniakut dhe anioneve të dobëta të acidit.

Shembulli 8.1 Shkruani në formë molekulare dhe jon-molekulare ekuacionet e reaksioneve të hidrolizës së karbonatit të natriumit. Përcaktoni pH-në e tretësirës (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Ekuacioni i disociimit të kripës: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2-

2. Kripa formohet nga kationet (Na +) të bazës së fortë NaOH dhe anion (CO 3 2–) i një acidi të dobët H2CO3. Prandaj, kripa hidrolizohet në anion:

CO 3 2– + HOH ⇆ ... .

Hidroliza në shumicën e rasteve vazhdon në mënyrë të kthyeshme (shenja ⇄); për 1 jon që merr pjesë në procesin e hidrolizës, regjistrohet 1 molekulë HOH .

3. Jonet e karbonatit CO 3 2- të ngarkuara negativisht lidhen me jonet H + të ngarkuar pozitivisht, duke i ndarë ato nga molekulat HOH dhe formojnë jonet hidrokarbonat HCO 3 -; tretësira pasurohet me jone OH - (medium alkalik; pH> 7):

CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .

Ky është ekuacioni jon-molekular i fazës së parë të hidrolizës së Na 2 CO 3.

4. Ekuacioni i fazës së parë të hidrolizës në formë molekulare mund të merret duke kombinuar të gjitha anionet CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – (CO 3 2–, HCO 3 – dhe OH –) të pranishme në ekuacion. me kationet Na +, duke formuar kripëra Na 2 CO 3 , NaHCO 3 dhe bazë NaOH:

Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.

5. Si rezultat i hidrolizës në fazën e parë u formuan jone hidrokarbonate, të cilët marrin pjesë në fazën e dytë të hidrolizës:

HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -

(jonet e bikarbonatit HCO 3 të ngarkuara negativisht lidhen me jonet H + të ngarkuar pozitivisht, duke i ndarë ato nga molekulat HOH).

6. Ekuacioni i fazës së dytë të hidrolizës në formë molekulare mund të merret duke lidhur anionet HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - (HCO 3 - dhe OH -) të pranishme në ekuacionin me kationet Na +, duke formuar një kripë NaHCO 3 dhe një bazë NaOH:

NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH

CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH

HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH.

Shembulli 8.2 Shkruani në formë molekulare dhe jon-molekulare ekuacionet për reaksionet e hidrolizës së sulfatit të aluminit. Përcaktoni pH-në e tretësirës (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Ekuacioni i disociimit të kripës: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–

2. Formohet kripa kationet (Al 3+) të një baze të dobët Al (OH) 3 dhe anionet (SO 4 2–) të një acidi të fortë H 2 SO 4. Prandaj, kripa hidrolizohet në kation; 1 molekulë HOH regjistrohet për 1 jon Al 3+: Al 3+ + HOH ⇆ … .

3. Jonet e Al 3+ të ngarkuar pozitivisht lidhen me jonet OH - të ngarkuar negativisht, duke i ndarë ato nga molekulat HOH dhe formojnë jone hidroksalumini AlOH 2+; tretësira pasurohet me jone H + (acid; pH<7):

Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .

Ky është ekuacioni jon-molekular i fazës së parë të hidrolizës së Al 2 (SO 4) 3 .

4. Ekuacioni i fazës së parë të hidrolizës në formë molekulare mund të merret duke lidhur të gjitha kationet Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + (Al 3+ , AlOH 2+ dhe H +) të pranishme në ekuacionin me SO. 4 2– anionet, duke formuar kripëra të Al 2 (SO 4) 3, AlOHSO 4 dhe acidit H 2 SO 4:

Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.

5. Si rezultat i hidrolizës në fazën e parë u formuan kationet hidroksalumini AlOH 2+, të cilat marrin pjesë në fazën e dytë të hidrolizës:

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +

(Jonet e AlOH 2+ të ngarkuar pozitivisht lidhen me jonet OH - të ngarkuar negativisht, duke i ndarë ato nga molekulat HOH).

6. Ekuacioni i fazës së dytë të hidrolizës në formë molekulare mund të merret duke lidhur të gjitha kationet AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + , dhe H + ) i pranishëm në ekuacionin me anionet SO 4 2–, duke formuar kripëra AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 dhe acid H 2 SO 4:

2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.

7. Si rezultat i fazës së dytë të hidrolizës, u formuan kationet dihidroksoalumini Al (OH) 2 +, të cilat marrin pjesë në fazën e tretë të hidrolizës:

Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +

(Ionet e Al(OH) 2 + të ngarkuar pozitivisht lidhen me jonet OH - të ngarkuara negativisht, duke i ndarë ato nga molekulat HOH).

8. Ekuacioni i fazës së tretë të hidrolizës në formë molekulare mund të merret duke lidhur kationet Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2 + dhe H +) të pranishme në ekuacioni me anionet SO 4 2–, duke formuar një kripë (Al (OH) 2) 2 SO 4 dhe acid H 2 SO 4:

(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4

Si rezultat i këtyre konsideratave, marrim ekuacionet e mëposhtme të hidrolizës:

Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + 2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4

Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4.

Shembulli 8.3 Shkruani në formë molekulare dhe jon-molekulare ekuacionet e reaksioneve të hidrolizës së ortofosfatit të amonit. Përcaktoni pH-në e tretësirës (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Ekuacioni i disociimit të kripës: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3-

2. Formohet kripa kationet (NH 4 +) të një baze të dobët NH4OH dhe anionet

(PO 4 3–) acid i dobët H3PO4. Prandaj, kripa hidrolizon si kationin ashtu edhe anionin : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( për çift jonesh NH 4 + dhe PO 4 3– në këtë rast Regjistrohet 1 molekulë HOH ). Jonet NH 4 + të ngarkuara pozitivisht lidhen me jonet OH - të ngarkuar negativisht, duke i ndarë ato nga molekulat HOH, duke formuar një bazë të dobët NH 4 OH dhe jonet PO 4 3- të ngarkuara negativisht lidhen me jonet H +, duke formuar jone hidrogjen fosfat HPO 4 2 –:

NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .

Ky është ekuacioni jon-molekular i fazës së parë të hidrolizës (NH 4) 3 PO 4 .

4. Ekuacioni i fazës së parë të hidrolizës në formë molekulare mund të merret duke lidhur anionet (PO 4 3–, HPO 4 2–) të pranishme në ekuacionin me kationet NH 4 +, duke formuar kripëra (NH 4) 3 PO 4. , (NH 4) 2 HPO 4:

(NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + (NH 4) 2 HPO 4.

5. Si rezultat i hidrolizës në fazën e parë u formuan anionet hidrofosfat HPO 4 2–, të cilët së bashku me kationet NH 4 + marrin pjesë në fazën e dytë të hidrolizës:

NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 -

(Ionet NH 4 + lidhen me jonet OH -, jonet HPO 4 2– - me jonet H +, duke i ndarë ato nga molekulat HOH, duke formuar një bazë të dobët NH 4 OH dhe jonet dihidrogjen fosfat H 2 PO 4 -).

6. Ekuacioni i fazës së dytë të hidrolizës në formë molekulare mund të merret duke lidhur NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – anionet e pranishme në ekuacionin (HPO 4 2– dhe H 2 PO 4 –) me katione NH 4 +, duke formuar kripëra (NH 4) 2 HPO 4 dhe NH 4 H 2 PO 4:

(NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4.

7. Si rezultat i fazës së dytë të hidrolizës, u formuan anionet dihidrofosfate H 2 PO 4 - të cilat së bashku me kationet NH 4 + marrin pjesë në fazën e tretë të hidrolizës:

NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4

(Ionet NH 4 + lidhen me jonet OH -, jonet H 2 PO 4 - me jonet H +, duke i ndarë ato nga molekulat HOH dhe formojnë elektrolite të dobët NH 4 OH dhe H 3 PO 4).

8. Ekuacioni i fazës së tretë të hidrolizës në formë molekulare mund të merret duke lidhur anionet NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 të pranishme në ekuacionin H 2 PO 4 - dhe NH 4 + katione dhe kripë formuese NH 4 H 2 PO 4:

NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.

Si rezultat i këtyre konsideratave, marrim ekuacionet e mëposhtme të hidrolizës:

NH 4 + +PO 4 3– +HOH ⇆ NH 4 OH+HPO 4 2– (NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+(NH 4) 2 HPO 4

NH 4 + +HPO 4 2– +HOH ⇆ NH 4 OH+H 2 PO 4 – (NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+NH 4 H 2 PO 4

NH 4 + +H 2 PO 4 - +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.

Procesi i hidrolizës vazhdon kryesisht në fazën e parë, kështu që reaksioni i mediumit në tretësirën e kripës, i cili hidrolizohet si nga kationi, ashtu edhe nga anioni, përcaktohet nga cili nga elektrolitët me disociim të dobët të formuar në fazën e parë të hidrolizës është më i fortë. . Në rastin në shqyrtim

NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–

reaksioni i mjedisit do të jetë alkalik (pH> 7), pasi joni HPO 4 2– është elektrolit më i dobët se NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1.3 × 10 -12 (shpërbërja e jonit HPO 4 2– është disociimi i H 3 PO 4 në fazën e tretë, prandaj KHPO 4 2– \u003d K III H 3 PO 4).

Detyra numër 10

Shkruani në formë molekulare dhe jon-molekulare ekuacionet për reaksionet e hidrolizës së kripërave (tabela 10). Përcaktoni pH-në e tretësirës (pH>7, pH<7 или pH=7).

Tabela 10 - Kushtet e detyrës nr.10

Tabela 10 vazhdon

Bibliografi

1. Lurie, Yu.Yu. Manuali i kimisë analitike / Yu.Yu. Lurie. - M.: Kimi, 1989. - 448 f.

2. Rabinovich, V.A. Libër i shkurtër referimi kimik / V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin - L.: Kimi, 1991. - 432 f.

3. Glinka, N.L. Kimi e përgjithshme / N.L. Glinka; ed. V.A. Rabinovich. - botimi i 26-të. - L.: Kimi, 1987. - 704 f.

4. Glinka, N.L. Detyrat dhe ushtrimet në kiminë e përgjithshme: një libër shkollor për universitetet / N.L. Glinka; ed. V.A. Rabinovich dhe H.M. Rubina - botimi 22. - L .: Kimi, 1984. - 264 f.

5. Kimi e përgjithshme dhe inorganike: shënime leksionesh për studentët e specialiteteve teknologjike: në 2 orë / Universiteti Shtetëror i Ushqimit Mogilev; auth.-stat. V.A. Ogorodnikov. - Mogilev, 2002. - Pjesa 1: Pyetje të përgjithshme të kimisë. – 96 f.

Botim edukativ

KIMIA E PËRGJITHSHME

Udhëzime metodike dhe detyra kontrolli

për studentët e specialiteteve teknologjike të mësimit në distancë

Përpiluar nga: Ogorodnikov Valery Anatolyevich

Redaktori T.L. Mateusz

Redaktori teknik A.A. Shcherbakova

Nënshkruar për shtypje. Formati 60´84 1/16

Printim ofset. Kohët e kufjeve. Printim me ekran

Konv. furrë Ray. ed. l. 3.

Kopje në qarkullim. Rendit.

Shtypur në një rizografi të departamentit të redaksisë dhe botimeve

institucionet arsimore

"Universiteti Shtetëror i Ushqimit Mogilev"