В качестве анионов. Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксил-ионы

Квантово-механическая модель Бора атома Н. Квантовые числа. Понятие об электронной орбитали.

В настоящий момент существуют две модели атома: модель Бора (классическая) и квантово-механическая . Первая модель не подходит для описания атомов со сложной структурой. Вторая модель описывает любую структуру атома.

Электроны в атоме движутся по определенным (стационарным) электронным орбитам вокруг ядра атома. Каждая такая орбита для электрона получила название энергетический уровень. При переходе электрона с одной орбиты на другую электроны выделяют или поглощают энергию.

Энергия электрона зависит от радиуса его орбиты. Минимальная энергия у электрона, который находится на ближайшей к ядру орбите. При поглощении кванта энергии электрон переходит на орбиту с более высокой энергией (возбужденное состояние). И наоборот, при переходе с высокого энергетического уровня на более низкий - электрон отдает (излучает) квант энергии. Пример строения атома водорода по Бору.

Понятие об электронной орбитали и квантовые числа

Э лектронные облака – области пребывания электрона вокруг ядра атома.

Электронная орбиталь – область пространства вокруг ядра атома с наибольшей вероятностью пребывания электрона (наибольшая плотность- 90%).

Состояние электрона в атоме описывают с помощью 4 чисел, которые называют квантовыми:

Главное квантовое число n

Описывает:среднее расстояние от орбитали до ядра;энергетическое состояние электрона в атоме.

Чем больше значение n, тем выше энергия электрона и больше размер электронного облака.

Кислоты, основания, соли в свете ТЭД. Ступенчатая диссоциация.

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Например:

HCl = H + + Cl - ; CH 3 COOH = H + + CH 3 COO -

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO 3 , - одноосновные кислоты – образуется один катион водорода; H 2 S,H 2 SO 4 – двухосновные, а H 3 PO 4 – трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно). Например:

H 3 PO 4 =H + +H 2 PO 4 - (первая ступень)

H 2 PO 4 - =H + +HPO 4 2- (вторая ступень)

HPO 4 2- =H + +PO 4 3- (третья ступень)

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксил-ионы.

Например:

KOH=K + +OH - ;NH 4 OH=NH 4 + +OH -

Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов:

LiOH, NaOH, KOH, RbOHи т.д.

Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NH 4 OH– однокислотное основание, Ca(OH) 2 – двухкислотное основание, Fe(OH) 3 – трехкислотное основание и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(OH) 2 =Ca(OH) + +OH - (первая ступень)

Ca(OH) + =Ca 2+ +OH - (вторая ступень)

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катиона аммония NH 4 +) и анионы кислотных остатков.

Например:

(NH 4) 2 SO 4 = 2NH 4 + + SO 4 2- ; Na 3 PO4 = 3Na + + PO 4 3-

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато.

KHSO 4 = K + + HSO 4 -

HSO 4 - = H + + SO 4 2-

Mg(OH)Cl = Mg(OH) + + Cl -

Mg(OH) + = Mg 2+ + OH -

Похожая информация:

Gross domestic product (GDP)) - похож на ВНП, но включает только товары и услуги, произведенные в пределах национальных границ (в том числе иностранными предприятиями).

Кислотами называют комплексные соединения, которые при диссоциации образуют в качестве катионов только ионы водорода.

Равновесие в системах, содержащих комплексные соединения. Устойчивость комплексных соединений.

Внешняя сфера с комплексным ионом связана преимущественно электростатическими силами (ионогенно). Поэтому в растворах комплексные соединения легко подвергаются диссоциации с отщеплением внешней сферы по типу диссоциации сильных электролитов. Такую диссоциацию называют первичной диссоциацией комплексного соединения.

С точки зрения электролитической диссоциации комплексные соединения делят на кислоты, основания и соли.

Например:

Солями называются комплексные соединения, которые при диссоциации не образуют ионов водорода и гидроксид-ионов.

Например:

Нейтральные комплексы являются неэлектролитами и первичной диссоциации не подвергаются.

В реакциях обмена комплексные ионы переходят из одних соединений в другие, не меняя своего состава.

ПРИМЕР 12. составить молекулярное и ионное уравнения реакций обмена между нитратом меди (II) и комплексным соединением железа, в результате которой образуется нерастворимая комплексная соль.

ПРИМЕР 13. при взаимодействии нитрата свинца (II) с комплексным соединением выпадает осадок хлорида свинца. Написать молекулярное и ионное уравнения реакций обмена.

Лиганды с комплексообразователем связана ковалентной связью, которая значительно прочнее ионогенной. Поэтому распад внутренней сферы комплексного соединения наблюдается в незначительной степени и носит характер. Обратимый распад внутренней сферы называется вторичной диссоциацией комплексного соединения.

Например, комплексное основание является сильным электролитом и легко диссоциирует на комплексный ион и гидроксид-ионы.

Вместе с тем, применяя чувствительные методы анализа, можно обнаружить в растворе очень малую концентрацию ионов и молекул аммиака, которые образуются в результате диссоциации внутренней сферы и установления равновесия.

Диссоциация комплексных ионов, также как и диссоциация слабых электронов, протекает в незначительной степени и может быть количественно охарактеризована константой диссоциации, которую принято называть константой нестойкости комплексного соединения (К нест.). Константа нестойкости комплексного иона может быть выражена следующим образом:

Диссоциация комплексных ионов протекает ступенчато и каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой нестойкости. При диссоциации ионов устанавливаются следующие равновесие:

При расчетах в большинстве случаев пользуются общей константой нестойкости комплексного иона, которая равна произведению ступенчатых констант.

Об относительной устойчивости комплексного иона судят по величине его константы нестойкости. Чем эта величина меньше, тем комплекс устойчивее; чем больше - тем неустойчивее. Так, сравнивая константы нестойкости однотипных комплексных ионов.

можно сделать вывод, что наиболее устойчивым из этих ионов является последний, а наименее устойчивым – первый.

Сопоставление констант нестойкости однотипных комплексов позволяет также в ряде случаев определять направление смещения равновесия.

Электроли́т - вещество , которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы , что происходит врастворах и расплавах , или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов . Примерами электролитов могут служить водные растворы кислот , солей и оснований и некоторые кристаллы (например, иодид серебра , диоксид циркония ). Электролиты - проводники второго рода, вещества, электропроводность которых обусловлена подвижностью ионов.

Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы

Сильные электролиты - электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4).

Слабые электролиты - степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относятводу, ряд кислот (слабые кислоты, такие как HF), основанияp-, d-, и f-элементов.

Между этими двумя группами чёткой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом - слабого.

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа ; обозначается i ) - безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами.

3. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами (катод заряжен отрицательно, а анод – положительно).

4. Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Основываясь на теории электролитической диссоциации, можно дать следующие определения для основных классов соединений:

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например,

HCl → H + + Cl - ; CH 3 COOH H + + CH 3 COO - .

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO 3 – одноосновные кислоты, H 2 SO 4 , H 2 CO 3 – двухосновные, H 3 PO 4 , H 3 AsO 4 – трехосновные.

Основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например,

KOH → K + + OH - , NH 4 OH NH 4 + + OH - .

Растворимые в воде основания называются щелочами.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп. Например, KOH, NaOH – однокислотные основания, Ca(OH) 2 – двухкислотное, Sn(OH) 4 – четырехкислотное и т.д.

Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также ион NH 4 +) и анионы кислотных остатков. Например,

CaCl 2 → Ca 2+ + 2Cl - , NaF → Na + + F - .

Электролиты, при диссоциации которых одновременно, в зависимости от условий, могут образовываться и катионы водорода, и анионы – гидроксид-ионы называются амфотерными. Например,

H 2 O H + + OH - , Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH - , Zn(OH) 2 2H + + ZnO 2 2- или Zn(OH) 2 + 2H 2 O 2- + 2H + .

Катио́н - положительно заряженный ион . Характеризуется величиной положительного электрического заряда: например, NH 4 + - однозарядный катион, Ca 2+

Двузарядный катион. В электрическом поле катионы перемещаются к отрицательному электроду - катод

Происходит от греческого καθιών «нисходящий, идущий вниз». Термин введен Майклом Фарадеем в 1834 году .

Анио́н - атом , или молекула , электрический заряд которой отрицателен, что обусловлено избытком электронов по сравнению с количеством положительныхэлементарных зарядов . Таким образом, анион - отрицательно заряженный ион . Заряд аниона дискретен и выражается в единицах элементарного отрицательного электрического заряда; например, Cl − - однозарядный анион, а остаток серной кислоты SO 4 2− - двузарядный анион. Анионы имеются в растворах большинствасолей , кислот и оснований , в газах , например, H − , а также в кристаллических решётках соединений с ионной связью , например, в кристаллах поваренной соли , вионных жидкостях и в расплавах многих неорганических веществ .

Основания: классификация, свойства на основе представлений теории электролитической диссоциации. Практическое применение.

Основания – это сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов (или группа аммония NH 4), соединенные с одной или несколькими гидроксильными группами (ОН).

В общем виде основания можно представить формулой: Ме(ОН)n.

С точки зрения теории электролитической диссоциации (ТЭД), основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов получаются только гидроксид-анионы (OH –). Например, NaOH = Na + + OH – .

Классификация. ОСНОВАНИЯ

Растворимые в воде – щелочи нерастворимые в воде

Например, например,

NaOH – гидроксид натрия Cu(OH) 2 – гидроксид меди (II)

Ca(OH) 2 – гидроксид кальция Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III)

NH 4 OH – гидроксид аммония

Физические свойства . Почти все основания – твердые вещества. Они бывают растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые. Гидроксид меди (II) Cu(OH) 2 голубого цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 бурого цвета, большинство других – белого цвета. Растворы щелочей мыльные на ощупь.

Химические свойства .

Растворимые основания – щелочи	Нерастворимые основания (их боль- шинство)
1.Изменяют окраску индикатора: красного лакмуса – в синий цвет, бесцветного фенол- фталеина – в малиновый.	---–– На индикаторы не действуют.
2.Реагируют с кислотами (реакция нейтра- лизации). Основание + кислота = соль + вода 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2H 2 O В ионном виде: 2K + + 2OH – +2H + + SO 4 2– = 2K + + SO 4 2– + 2H 2 O 2H + + 2OH – = 2H 2 O	1. Реагируют с кислотами: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Основание + кислота = соль + вода.
3.Реагируют с растворами солей: щелочь + соль = нов. щелочь + нов. соль (условие: образование осадка ↓или газа ). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH В ионном виде: Ba 2+ + 2OH – + 2Na + + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2Na + +2OH – Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Разлагаются при нагревании на оксид и воду. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Реакции с растворами солей не характерны.
4.Реагируют с кислотными оксидами: щелочь + кислотный оксид = соль + вода 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O В ионном виде: 2Na + + 2OH – + CO 2 = 2Na + + CO 3 2– + H 2 O 2OH – + CO 2 = CO 3 2– + H 2 O	Реакции с кислотными оксидами не характерны.
5. Реагируют с жирами с образованием мыла.	С жирами не реагируют.

	\|	следующая лекция ==>