Rastvorljivo u vodi – alkalije su nerastvorljive u vodi. Baze su kompleksna jedinjenja koja nakon disocijacije formiraju samo hidroksidne jone kao anjone.Samo hidroksidne jone kao anjone.

Kvantnomehanički Borov model atoma N. Kvantni brojevi. Koncept elektronske orbitale.

Trenutno postoje dva modela atoma: Bohr model(klasični) i kvantno mehanički. Prvi model nije prikladan za opisivanje atoma složene strukture. Drugi model opisuje bilo koju atomsku strukturu.

Elektroni u atomu kreću se određenim (stacionarnim) orbitama elektrona oko jezgre atoma. Svaka takva orbita za elektron naziva se energetskim nivoom. Kada se elektron kreće iz jedne orbite u drugu, elektroni oslobađaju ili apsorbiraju energiju.

Energija elektrona zavisi od radijusa njegove orbite. Elektron koji se nalazi u orbiti najbližoj jezgru ima minimalnu energiju. Kada se apsorbuje kvant energije, elektron se kreće u orbitu sa višom energijom (pobuđeno stanje). I obrnuto, kada se kreće sa visokog energetskog nivoa na niži, elektron odaje (emituje) kvantum energije. Primjer strukture atoma vodika prema Boru.

Koncept elektronske orbitalne i kvantne brojeve

E Elektronski oblaci su oblasti u kojima se elektron nalazi oko jezgra atoma.

Elektronska orbitala je prostor oko jezgra atoma sa najvećom vjerovatnoćom da sadrži elektron (najveća gustina - 90%).

Stanje elektrona u atomu opisuje se pomoću 4 broja, koji se nazivaju kvantni brojevi:

Glavni kvantni broj n

Opisuje: prosječnu udaljenost od orbitale do jezgra; energetsko stanje elektrona u atomu.

Što je veća vrijednost n, veća je energija elektrona i veća je veličina oblaka elektrona.

Kiseline, baze, soli u svjetlu TED-a. Korak disocijacije.

Koristeći teoriju elektrolitičke disocijacije, definiraju i opisuju svojstva kiselina, baza i soli.

Kiseline su elektroliti čijom disocijacijom nastaju samo katjoni vodonika kao kationi.

Na primjer:

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

Bazičnost kiseline određena je brojem vodonikovih kationa koji nastaju tokom disocijacije. Dakle, HCl, HNO 3, - jednobazne kiseline - formira se jedan vodonik kation; H 2 S, H 2 SO 4 su dvobazni, a H 3 PO 4 su trobazni, jer se formiraju dva, odnosno tri vodonikova katjona.

Dibazične i polibazne kiseline diociraju postepeno (postepeno). Na primjer:

H 3 PO 4 =H + +H 2 PO 4 - (prva faza)

H 2 PO 4 - =H + +HPO 4 2- (druga faza)

HPO 4 2- =H + +PO 4 3- (treća faza)

Baze su elektroliti čija disocijacija proizvodi samo hidroksilne ione kao anione.

Na primjer:

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

Baze koje su rastvorljive u vodi nazivaju se alkalije. Nema ih mnogo. Ovo su baze alkalnih i zemnoalkalnih metala:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, itd.

Većina baza je slabo rastvorljiva u vodi.

Kiselost baze određena je brojem njenih hidroksilnih grupa (hidroksi grupa). Na primjer, NH 4 OH je jednokiselinska baza, Ca(OH) 2 je dvokiselinska baza, Fe(OH) 3 je baza sa tri kiseline, itd. Dvo- i polikiselinske baze se postupno disociraju:

Ca(OH) 2 =Ca(OH) + +OH - (prva faza)

Ca(OH) + =Ca 2+ +OH - (druga faza)

Soli su elektroliti čijom disocijacijom nastaju katjoni metala (kao i amonijum kationi NH 4+) i anjoni kiselih ostataka.

Na primjer:

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

Tako se srednje soli disociraju. Kisele i bazične soli se postepeno disociraju.

KHSO 4 = K + + HSO 4 -

HSO 4 - = H + + SO 4 2-

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

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

Povezane informacije:

Bruto domaći proizvod (BDP) - sličan GNP-u, ali uključuje samo dobra i usluge proizvedene unutar nacionalnih granica (uključujući strane kompanije).

Razlozi: klasifikacija, svojstva zasnovana na konceptima teorije elektrolitičke disocijacije. Praktična upotreba.

Baze su složene supstance koje sadrže atome metala (ili amonijumsku grupu NH 4) povezane sa jednom ili više hidroksilnih grupa (OH).

Općenito, baze se mogu predstaviti formulom: Me(OH)n.

Sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije(TED), baze su elektroliti čija disocijacija proizvodi samo hidroksidne anjone (OH –) kao anione. Na primjer, NaOH = Na + + OH – .

Klasifikacija. BAZE

Rastvorljivo u vodi – alkalije nerastvorljive u vodi

Na primjer, na primjer,

NaOH – natrijum hidroksid Cu(OH) 2 – bakar (II) hidroksid

Ca(OH) 2 – kalcijum hidroksid Fe(OH) 3 – gvožđe (III) hidroksid

NH 4 OH – amonijum hidroksid

Fizička svojstva. Gotovo sve baze su čvrste materije. Rastvorljivi su u vodi (alkalijama) i nerastvorljivi. Bakar (II) hidroksid Cu(OH) 2 je plave boje, gvožđe (III) hidroksid Fe(OH) 3 je smeđe boje, većina ostalih je bela. Alkalni rastvori su sapunasti na dodir.

Hemijska svojstva.

Rastvorljive baze - alkalije	Nerastvorljive baze (većina njih)
1. Promijenite boju indikatora: crveni lakmus - plavi, bezbojni fenolftalein - grimiz.	---–– Indikatori nisu pogođeni.
2. Reakcija sa kiselinama (reakcija neutralizacije). Baza + kiselina = so + voda 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2H 2 O U ionskom obliku: 2K + + 2OH – +2H + + SO 4 2– = 2K + + SO 4 2– + 2H 2 O 2H + + 2OH – = 2H 2 O	1. Reaguje sa kiselinama: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Baza + kiselina = so + voda.
3. Reaguje sa rastvorima soli: alkalija + so = novo. alkalna + nova soli (uslov: stvaranje taloga ↓ili gasa). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH U ionskom obliku: Ba 2+ + 2OH – + 2Na + + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2Na + +2OH – Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Kada se zagriju, razlažu se na oksid i vodu. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Reakcije sa rastvorima soli nisu tipične.
4. Reaguje sa kiselim oksidima: alkalija + kiseli oksid = so + voda 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O U jonskom obliku: 2Na + + 2OH – + CO 2 = 2Na + + CO 3 2– + H 2 O 2OH – + CO 2 = CO 3 2– + H 2 O	Reakcije sa kiselim oksidima nisu tipične.
5. Reaguje sa mastima i formira sapun.	Ne reaguju sa mastima.

	\|	sljedeće predavanje ==>

U magičnom svijetu hemije svaka transformacija je moguća. Na primjer, možete dobiti sigurnu supstancu koja se često koristi u svakodnevnom životu od nekoliko opasnih. Takva interakcija elemenata, koja rezultira homogenim sistemom u kojem se sve tvari koje reaguju raspadaju na molekule, atome i ione, naziva se rastvorljivost. Da bismo razumjeli mehanizam interakcije tvari, vrijedi obratiti pažnju tabela rastvorljivosti.

U kontaktu sa

Drugovi iz razreda

Tabela koja pokazuje stepen rastvorljivosti jedno je od pomagala za proučavanje hemije. Oni koji uče nauku možda se neće uvijek sjetiti kako se određene supstance rastvaraju, tako da uvijek trebate imati sto pri ruci.

Pomaže u rješavanju kemijskih jednačina koje uključuju ionske reakcije. Ako je rezultat netopiva tvar, onda je reakcija moguća. Postoji nekoliko opcija:

Supstanca je visoko rastvorljiva;
Slabo rastvorljiv;
Praktično nerastvorljiv;
Insoluble;
Hidralizira i ne postoji u kontaktu s vodom;
Ne postoji.

Elektroliti

To su otopine ili legure koje provode električnu struju. Njihova električna provodljivost objašnjava se mobilnošću jona. Elektroliti se mogu podijeliti na 2 grupe:

Jaka. Potpuno se otapaju, bez obzira na stupanj koncentracije otopine.
Slabo. Disocijacija je djelomična i ovisi o koncentraciji. Smanjuje se pri visokim koncentracijama.

Tokom rastvaranja, elektroliti se disociraju na jone različitih naboja: pozitivnih i negativnih. Kada su izloženi struji, pozitivni ioni se usmjeravaju prema katodi, dok su negativni ioni usmjereni prema anodi. Katoda je pozitivno, a anoda negativno naelektrisanje. Kao rezultat, dolazi do kretanja jona.

Istovremeno sa disocijacijom odvija se i suprotan proces - spajanje jona u molekule. Kiseline su elektroliti čijom razgradnjom nastaje kation - vodikov ion. Baze - anjoni - su hidroksidni joni. Alkalije su baze koje se otapaju u vodi. Elektroliti koji mogu formirati i katione i anione nazivaju se amfoterni.

Joni

Ovo je čestica u kojoj ima više protona ili elektrona, zvat će se anjon ili kation, ovisno o tome čega je više: protona ili elektrona. Kao nezavisne čestice, nalaze se u mnogim agregatnim stanjima: gasovi, tečnosti, kristali i plazma. Koncept i naziv u upotrebu je uveo Michael Faraday 1834. godine. Proučavao je uticaj elektriciteta na rastvore kiselina, lužina i soli.

Jednostavni ioni nose jezgro i elektrone. Jezgro čini gotovo svu atomsku masu i sastoji se od protona i neutrona. Broj protona se poklapa sa atomskim brojem u periodnom sistemu i naelektrisanjem jezgra. Jon nema određene granice zbog valnog kretanja elektrona, pa je nemoguće izmjeriti njihove veličine.

Uklanjanje elektrona iz atoma zahtijeva, zauzvrat, utrošak energije. To se zove energija jonizacije. Kada se doda elektron, energija se oslobađa.

Kationi

To su čestice koje nose pozitivan naboj. Mogu imati različite količine naboja, na primjer: Ca2+ je dvostruko nabijeni kation, Na+ je jednostruko nabijeni kation. Oni migriraju na negativnu katodu u električnom polju.

Anioni

To su elementi koji imaju negativan naboj. Takođe ima različite količine naelektrisanja, na primjer, CL- je jednostruko nabijeni ion, SO42- je dvostruko nabijeni ion. Takvi elementi se nalaze u tvarima koje imaju ionsku kristalnu rešetku, u kuhinjskoj soli i mnogim organskim spojevima.

Natrijum. Alkalni metal. Odustajanjem od jednog elektrona koji se nalazi na vanjskom energetskom nivou, atom će se pretvoriti u pozitivan kation.
Hlor. Atom ovog elementa odvodi jedan elektron do posljednjeg energetskog nivoa; on će se pretvoriti u negativni kloridni anion.
Sol. Atom natrija daje elektron kloru, zbog čega je u kristalnoj rešetki natrijev kation okružen sa šest anjona klora i obrnuto. Kao rezultat ove reakcije nastaju kation natrija i anion klora. Zbog međusobne privlačnosti nastaje natrijum hlorid. Između njih se formira jaka jonska veza. Soli su kristalna jedinjenja sa jonskim vezama.
Kiselinski ostatak. To je negativno nabijeni ion koji se nalazi u složenom neorganskom spoju. Nalazi se u formulama kiselina i soli i obično se pojavljuje nakon kationa. Gotovo svi takvi ostaci imaju svoju kiselinu, na primjer, SO4 - iz sumporne kiseline. Kiseline nekih ostataka ne postoje i pišu se formalno, ali tvore soli: fosfitni jon.

Hemija je nauka u kojoj je moguće stvoriti gotovo svako čudo.

Raspad molekula elektrolita na jone pod uticajem polarnih molekula rastvarača naziva se elektrolitički disocijacija. Tvari čije vodene otopine ili taline provode električnu struju nazivaju se elektroliti.

To uključuje vodu, kiseline, baze i soli. Kada se rastvore u vodi, molekule elektrolita disociraju u pozitivne jone - katjoni i negativno - anjoni. Proces elektrolitičke disocijacije uzrokovan je interakcijom tvari s vodom ili drugim otapalom, što dovodi do stvaranja hidratiziranih iona.

Dakle, ion vodonika formira hidronijev ion:

H+ + H2O « H3O+.

Da pojednostavimo, hidronijev ion je napisan bez navođenja molekula vode, odnosno H+.

NaCl + nH2O ® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,

ili je unos prihvaćen: NaCl « Na+ + Cl–.

Disocijacija kiselina, baza, soli

Kiseline nazivaju se elektroliti, pri čijoj disocijaciji nastaju samo kationi vodonika kao kationi. Na primjer,

HNO3 « H+ + NO3–

Višebazne kiseline diociraju postepeno. Na primjer, sumporovodikova kiselina se postepeno disocira:

H2S « H+ + HS– (prva faza)

HS– « H+ + S2– (druga faza)

Disocijacija polibazičnih kiselina događa se uglavnom u prvom koraku. Ovo se objašnjava činjenicom da je energija koja se mora utrošiti da se ion odvoji od neutralnog molekula minimalna i postaje sve veća sa disocijacijom u svakom sljedećem koraku.

Razlozi nazivaju se elektroliti koji se disociraju u otopini i formiraju samo hidroksidne ione kao anione. Na primjer,

NaOH ® Na+ + OH–

Polikiselinske baze se postepeno disociraju

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (prva faza)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (druga faza)

Postepena disocijacija kiselina i baza objašnjava nastanak kiselih i baznih soli.

Postoje elektroliti koji se disociraju i kao bazični i kao kiseli. Zovu se amfoterično.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Amfoternost se objašnjava malom razlikom u jačini R–H i O–H veza.

Amfoterni elektroliti uključuju vodu, hidrokside cinka, aluminijuma, hroma (III), kalaja (II, IV), olova (II, IV) itd.

Disocijacija amfoternog hidroksida, na primjer Sn(OH)2, može se izraziti jednadžbom:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O ¯ osnovna svojstva

2H+ + 2–

kiselinska svojstva

soli nazivaju se elektroliti, koji nakon disocijacije formiraju metalne katione, ili kompleksne katione, i anione kiselih ostataka, ili kompleksne anione.

Srednje soli, rastvorljive u vodi, gotovo potpuno se disociraju

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Kisele soli se postepeno disociraju, na primjer:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (prva faza)

Anjoni kiselih soli se zatim lagano disociraju:

HCO3– « H+ + CO32– (druga faza)

Disocijacija bazične soli može se izraziti jednačinom

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (prva faza)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (druga faza)

Kationi glavnih soli disociraju u drugoj fazi u neznatnoj mjeri.

Dvostruke soli su elektroliti koji, kada se disociraju, formiraju dvije vrste metalnih kationa. Na primjer

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Složene soli su elektroliti, čijom disocijacijom nastaju dvije vrste jona: jednostavne i složene. Na primjer:

Na2 « 2Na+ + 2–

Kvantitativna karakteristika elektrolitičke disocijacije je stepen disocijacijea, jednak omjeru broja molekula raspadnutih na ione (n) i ukupnog broja otopljenih molekula (N)

Stepen disocijacije se izražava u dijelovima jedinice ili procentima.

Prema stepenu disocijacije svi elektroliti se dele na jake (a>30%), slabe (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Jaki elektroliti Kada se rastvore u vodi, potpuno se raspadaju u jone. To uključuje:

	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4
Grounds	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
	rastvorljiv u vodi (Dodatak, Tabela 2)