Alused suhtlevad metallidega. Lahustumatute aluste keemilised omadused

Alused on keerulised ühendused, sealhulgas kaks peamist struktuurikomponenti:

1. Hüdroksorühm (üks või mitu). Seetõttu on nende ainete teine ​​nimetus "hüdroksiidid".
2. Metalli aatom või ammooniumiioon (NH4+).

Aluse nimi tuleneb selle mõlema komponendi nimede kombinatsioonist: näiteks kaltsiumhüdroksiid, vaskhüdroksiid, hõbehüdroksiid jne.

Ainus erand üldreegel aluse moodustumist tuleks arvestada siis, kui hüdroksorühm on seotud mitte metalli, vaid ammooniumkatiooniga (NH4 +). See aine tekib siis, kui ammoniaak lahustub vees.

Kui me räägime aluste omadustest, siis tuleb kohe märkida, et hüdroksorühma valents on vastavalt võrdne ühega, nende rühmade arv molekulis sõltub otseselt sellest, millise valentsusega metallid reaktsioonis osalevad. on. Näited sisse sel juhul võib kasutada selliste ainete valemeid nagu NaOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2.

Keemilised omadused alused avalduvad nende reaktsioonides hapete, soolade, muude alustega, samuti nende toimes indikaatoritele. Eelkõige saab leeliseid määrata, viies nende lahusesse teatud indikaatori. Sel juhul muudab see märgatavalt oma värvi: näiteks muutub see valgest siniseks ja fenoolftaleiin muutub karmiinpunaseks.

Aluste keemilised omadused, mis avalduvad nende koostoimes hapetega, viivad kuulsate neutraliseerimisreaktsioonideni. Sellise reaktsiooni olemus seisneb selles, et metalliaatomid, liitudes happejäägiga, moodustavad soola ning hüdroksorühm ja vesinikuioon muutuvad ühinemisel veeks. Seda reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks, kuna pärast seda ei jää leelist ega hapet.

Aluste iseloomulikud keemilised omadused avalduvad ka nende reaktsioonis sooladega. Tuleb märkida, et lahustuvate sooladega reageerivad ainult leelised. Nende ainete struktuuriomadused viivad selleni, et reaktsiooni tulemusena moodustub uus sool ja uus, enamasti lahustumatu alus.

Lõpuks avalduvad aluste keemilised omadused suurepäraselt nende termilise kokkupuute ajal - kuumutamisel. Siin tuleb teatud katsete tegemisel meeles pidada, et peaaegu kõik alused, välja arvatud leelised, käituvad kuumutamisel äärmiselt ebastabiilselt. Valdav enamus neist laguneb peaaegu koheselt vastavaks oksiidiks ja veeks. Ja kui me võtame selliste metallide alused nagu hõbe ja elavhõbe, siis sisse normaalsetes tingimustes neid ei saa kätte, kuna need hakkavad lagunema juba toatemperatuuril.

metallist ja hüdroksüülrühm(HE). Näiteks naatriumhüdroksiid on NaOH, kaltsiumhüdroksiid - Ca(Oh) 2 , baariumhüdroksiid - Ba(Oh) 2 jne.

Hüdroksiidide saamine.

1. Vahetusreaktsioon:

CaSO 4 + 2NaOH \u003d Ca (OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Soolade vesilahuste elektrolüüs:

2KCl + 2H2O \u003d 2KOH + H2 + Cl2,

3. Leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide koostoime veega:

K + 2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Hüdroksiidide keemilised omadused.

1. Hüdroksiidid on oma olemuselt aluselised.

2. Hüdroksiidid lahustuvad vees (leelis) ja on lahustumatud. Näiteks, KOH- lahustub vees Ca(Oh) 2 - kergelt lahustuv, omab lahust valge värv. Perioodilisuse tabeli 1. rühma metallid D.I. Mendelejev annab lahustuvaid aluseid (hüdroksiide).

3. Hüdroksiidid lagunevad kuumutamisel:

Cu(Oh) 2 = CuO + H 2 O.

4. Leelised reageerivad happeliste ja amfoteersete oksiididega:

2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.

5. Leelised võivad reageerida mõne mittemetalliga erinevatel temperatuuridel erineval viisil:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(külm),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(soojus).

6. Suhtlege hapetega:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.

MÄÄRATLUS

Hüdroksiidid helistas komplekssed ained, mis sisaldavad ühe või mitme hüdroksorühmaga ühendatud metalliaatomeid.

Enamik aluseid on tahked ained, mille lahustuvus vees on erinev. Vask(II)hüdroksiid sinine värv(joon. 1), raud(III)hüdroksiid on pruun, enamik teisi on valged.

Riis. 1. Vask(II)hüdroksiid. Välimus.

Hüdroksiidide saamine

Laboris lahustuvad alused (leelised) saadakse aktiivsete metallide ja nende oksiidide koostoimel veega:

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.

Leelised naatriumhüdroksiid ja kaltsiumhüdroksiid saadakse naatriumkloriidi ja kaaliumkloriidi vesilahuste elektrolüüsil.

Vees lahustumatud alused saadakse soolade reageerimisel leelistega vesilahustes:

FeCl 3 + 3NaOH vesi \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl.

Hüdroksiidide keemilised omadused

Lahustuvatel ja lahustumatutel alustel on ühine omadus: nad reageerivad hapetega, moodustades soolasid ja vett (neutraliseerimisreaktsioon):

NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O;

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + H2O.

Leeliselahused muudavad mõnede ainete – lakmus, fenoolftaleiin ja metüülapelsin – värvust, mida nimetatakse indikaatoriteks (tabel 1).

Tabel 1. Indikaatorite värvimuutus hapete ja aluste lahuste mõjul.

Leelistel ja vees lahustumatutel alustel on lisaks üldistele omadustele ka spetsiifilised. Näiteks vask(II)hüdroksiidi sinise sademe kuumutamisel moodustub must aine - see on vask(II)oksiid:

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O.

Leelised, erinevalt lahustumatutest alustest, tavaliselt kuumutamisel ei lagune. Nende lahendused mõjuvad indikaatoritele, korrodeeruvad orgaaniline aine, reageerivad soolalahustega (kui need sisaldavad metalli, mis on võimeline moodustama lahustumatu aluse) ja happelised oksiidid:

Fe 2 (SO 4) 3 + 6KOH \u003d 2Fe (OH) 3 ↓ + 3K 2 SO 4;

2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.

Hüdroksiidide kasutamine

Hüdroksiide kasutatakse laialdaselt tööstuses ja igapäevaelus. Näiteks, suur tähtsus sisaldab kaltsiumhüdroksiidi. See on valge lahtine pulber. Veega segamisel tekib nn lubjapiim. Kuna kaltsiumhüdroksiid lahustub vees vähe, saadakse pärast lubjapiima filtreerimist selge lahus - lubjavesi, mis süsihappegaasi läbimisel muutub häguseks. Kustutatud lubjast valmistatakse Bordeaux segu – vahend taimehaiguste ja kahjurite vastu võitlemiseks. Laimipiima kasutatakse laialdaselt keemiatööstus, näiteks suhkru, sooda ja muude ainete tootmisel.

Naatriumhüdroksiidi kasutatakse õli rafineerimiseks, seebi tootmiseks ja tekstiilitööstuses. Akudes kasutatakse kaaliumhüdroksiidi ja liitiumhüdroksiidi.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus	Ühes tinahüdroksiidis on elementide massiosa võrdne: tina - 63,6%; hapnik - 34,2%; vesinik - 2,2%. Määrake selle hüdroksiidi valem.
Lahendus	Massiosa element X koostisega HX molekulis arvutatakse järgmise valemiga: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Tähistagem ühendi moodustavate elementide moolide arvu "x" (tina), "y" (hapnik) ja "z" (vesinik). Siis näeb molaarsuhe välja selline (suhtelised väärtused aatomi massid võetud D.I. perioodilisest tabelist. Mendelejev, ümardatud täisarvudeni): x:y:z = ω(Sn)/Ar(Sn): ω(O)/Ar(O): ω(H)/Ar(H); x:y:z = 63,6/119: 34,2/16: 2,1/1; x:y:z = 0,53: 2,14: 2,1 = 1:4:4. Seega on tinahüdroksiidi valem Sn(OH) 4 .
Vastus	Tinahüdroksiidi valem on Sn(OH)4

NÄIDE 2

Harjutus	Määratakse baariumhüdroksiidi massiosa lahuses, mis on saadud 50 g vee ja 1,2 g massiga baariumoksiidi segamisel.
Lahendus	Aine X massiosa lahuses arvutatakse järgmise valemiga: ω (X) = m(X) / m lahus × 100%. Lahuse mass on lahustunud aine ja lahusti masside summa: m lahus = m(H2O) + m(BaO) = 50 + 1,2 = 51,2 g. Kirjutame baariumhüdroksiidi saamiseks reaktsioonivõrrandi: BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2. Arvutage lähteainete moolide arv: n(H20) = m(H20)/M(H20); M(H20) = 18 g/mol; n(H2O) \u003d 50/18 \u003d 2,8 mol. n(BaO) = m(BaO)/M(BaO); M(BaO) = 153 g/mol; n(BaO) \u003d 1,2 / 153 \u003d 0,008 mol. Arvutamine tehakse defitsiitse ühendi (baariumoksiid) kohta. Võrrandi järgi n(BaO) :n(Ba(OH)2) = 1:1, s.o. n (Ba (OH) 2) \u003d n (BaO) = 1,04 mol. Siis on moodustunud baariumhüdroksiidi mass võrdne: m (Ba (OH) 2) \u003d n (Ba (OH) 2) × M (Ba (OH) 2); M (Ba(OH)2) = 171 g/mol; m (Ba (OH) 2) \u003d 0,008 × 171 = 1,368 g. Leidke baariumhüdroksiidi massiosa lahuses: ω (Ba (OH) 2) \u003d 1,368 / 51,2 × 100% \u003d 2,67%.
Vastus	Baariumhüdroksiidi massiosa on 2,67%.

Üks kompleksklassidest anorgaanilised ained- põhjused. Need on ühendid, mis sisaldavad metalliaatomeid ja hüdroksüülrühma, mida saab teiste ainetega suhtlemisel eraldada.

Struktuur

Alused võivad sisaldada ühte või mitut hüdroksorühma. Üldvalem alused - Me (OH) x. Metalli aatom on alati üks ja hüdroksüülrühmade arv sõltub metalli valentsusest. Sel juhul on OH rühma valents alati I. Näiteks NaOH ühendis on naatriumi valentsus I, seega on üks hüdroksüülrühm. Mg (OH) 2 aluses on magneesiumi valentsus II, Al (OH) 3, alumiiniumi valentsus on III.

Hüdroksüülrühmade arv võib metallidega ühendites varieeruda muutuv valents. Näiteks Fe (OH) 2 ja Fe (OH) 3. Sellistel juhtudel on valents märgitud sulgudes pärast nimetust - raud(II)hüdroksiid, raud(III)hüdroksiid.

Füüsikalised omadused

Aluse omadused ja aktiivsus sõltuvad metallist. Enamik aluseid on valged lõhnatud tahked ained. Mõned metallid annavad aga ainele iseloomuliku värvuse. Näiteks CuOH on kollane, Ni(OH) 2 - heleroheline, Fe(OH) 3 - punakaspruun.

Riis. 1. Leelised tahkes olekus.

Liigid

Vundamendid klassifitseeritakse kahe kriteeriumi alusel:

• OH rühmade arvu järgi- ühe- ja mitmehappeline;
• vees lahustuvuse järgi- leelised (lahustuvad) ja lahustumatud.

Tekivad leelised leelismetallid- liitium (Li), naatrium (Na), kaalium (K), rubiidium (Rb) ja tseesium (Cs). Lisaks aktiivsed metallid, moodustades leeliseid, hõlmavad leelismuldmetalle – kaltsiumi (Ca), strontsiumi (Sr) ja baariumi (Ba).

Need elemendid moodustavad järgmised alused:

• LiOH;
• NaOH;
• RbOH;
• CsOH;
• Ca(OH)2;
• Sr(OH)2;
• Ba(OH)2.

Kõik muud alused, näiteks Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Al (OH) 3, on lahustumatud.

Teisel viisil nimetatakse leeliseid tugevateks alusteks ja lahustumatuid nõrkadeks. Kell elektrolüütiline dissotsiatsioon leelised loobuvad kiiresti hüdroksüülrühmast ja reageerivad kiiremini teiste ainetega. Lahustumatu või nõrgad alused vähem aktiivne, sest ärge loovutage hüdroksüülrühma.

Riis. 2. Aluste klassifikatsioon.

Erilise koha anorgaaniliste ainete süstematiseerimisel hõivavad amfoteersed hüdroksiidid. Nad interakteeruvad nii hapete kui alustega, st. käituvad sõltuvalt tingimustest leelise või happena. Nende hulka kuuluvad Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 ja muud alused.

Kviitung

Põhjused saavad erinevatel viisidel. Lihtsaim on metalli koostoime veega:

Ba + 2H 2O → Ba (OH) 2 + H2.

Leelised saadakse oksiidi ja veega interaktsiooni tulemusena:

Na2O + H2O → 2NaOH.

Leeliste ja soolade koostoime tulemusena saadakse lahustumatud alused:

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 .

Keemilised omadused

Aluste peamised keemilised omadused on kirjeldatud tabelis.

Reaktsioonid	Mis moodustub	Näited
Hapetega	Sool ja vesi. Lahustumatud alused reageerivad ainult lahustuvate hapetega.	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O
Lagunemine kõrgel temperatuuril	metallioksiid ja vesi	2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
Happeliste oksiididega (reageerivad leelised)		NaOH + CO 2 → NaHCO 3
Mittemetallidega (leelised sisenevad)	Sool ja vesinik	2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2
Vahetada sooladega	hüdroksiid ja sool	Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓
Leelised mõne metalliga	Keeruline sool ja vesinik	2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H 2

Indikaatori abil viiakse läbi test aluse klassi määramiseks. Alusega suheldes muutub lakmus siniseks, fenoolftaleiin karmiinpunaseks ja metüüloranž kollaseks.

Riis. 3. Näitajate reaktsioon alustele.

Mida me õppisime?

8. klassi keemiatunnist saime teada aluste omadustest, liigitusest ja koosmõjust teiste ainetega. Alused on keerulised ained, mis koosnevad metallist ja OH hüdroksüülrühmast. Need jagunevad lahustuvateks või leeliselisteks ja lahustumatuteks. Leelised on agressiivsemad alused, mis reageerivad kiiresti teiste ainetega. Alused saadakse metalli või metallioksiidi reageerimisel veega, samuti soola ja leelise reaktsioonil. Alused reageerivad hapete, oksiidide, soolade, metallide ja mittemetallidega ning lagunevad kõrgel temperatuuril.

Teemaviktoriin

Aruande hindamine

keskmine hinne: 4.5. Kokku saadud hinnanguid: 135.

Üldised omadused alused on tingitud OH-iooni olemasolust nende lahustes, mis loob lahuses leeliselise keskkonna (fenoolftaleiin muutub karmiinpunaseks, metüüloranž - kollaseks, lakmus - sinine).

1. Leeliste keemilised omadused:

1) koostoime happeoksiididega:

2KOH+CO2®K2CO3+H20;

2) reaktsioon hapetega (neutraliseerimisreaktsioon):

2NaOH+ H2SO4®Na2S04 + 2H20;

3) interaktsioon lahustuvate sooladega (ainult siis, kui leelise toimel lahustuvale soolale sadeneb sade või eraldub gaas):

2NaOH + CuSO 4 ® Cu (OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4,

Ba(OH)2 +Na2SO4®BaSO4¯+2NaOH, KOH(konts.)+NH4Cl(kristall)®NH3 +KCl+H2O.

2. Lahustumatute aluste keemilised omadused:

1) aluste interaktsioon hapetega:

Fe(OH)2 + H2SO4® FeSO4 + 2H2O;

2) lagunemine kuumutamisel. Lahustumatud alused lagunevad kuumutamisel aluseliseks oksiidiks ja veeks:

Cu(OH)2®CuO+H2O

Töö lõpp -

See teema kuulub:

Aatomi- ja molekulaaruuringud keemias. Atom. Molekul. Keemiline element. Moth. Lihtsad kompleksained. Näited

Aatomimolekulaarsed õpetused keemias aatomi molekul keemiline element mool lihtsad kompleksained näited .. teoreetiline alus kaasaegne keemia moodustab aatomi molekulaarse .. aatomid on väikseimad keemilised osakesed, mis on kemikaali piiriks ..

Kui vajate lisamaterjal sellel teemal või te ei leidnud seda, mida otsisite, soovitame kasutada otsingut meie tööde andmebaasis:

Mida teeme saadud materjaliga:

Kui see materjal osutus teile kasulikuks, saate selle sotsiaalvõrgustikes oma lehele salvestada:

säutsuma

Kõik selle jaotise teemad:

Põhjenduse saamine
1. Leeliste valmistamine: 1) leelis- või leelismuldmetallide või nende oksiidide interaktsioon veega: Сa+2H2O®Ca(OH)2+H

Hapete nomenklatuur
Hapete nimetused on tuletatud elemendist, millest hape on tuletatud. Samas on hapnikuvabade hapete nimetuses tavaliselt lõpp -vesinik: HCl - vesinikkloriid, HBr - broom

Hapete keemilised omadused
Hapete üldised omadused vesilahustes tulenevad happemolekulide dissotsiatsiooni käigus tekkinud H + ioonide olemasolust, seega on happed prootonidoonorid: HxAn«xH +

Hapete saamine
1) happeoksiidide interaktsioon veega: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Happesoolade keemilised omadused
1) happesoolad sisaldavad vesinikuaatomeid, mis võivad osaleda neutraliseerimisreaktsioonis, seega võivad nad reageerida leelistega, muutudes keskmiseks või muudeks happelisteks sooladeks - väiksema arvuga

Happesoolade saamine
Happesoola võib saada: 1) mitmealuselise happe mittetäieliku neutraliseerimise reaktsioonil alusega: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Aluselised soolad.
Aluselised (hüdroksosoolad) on soolad, mis tekivad aluse hüdroksiidioonide mittetäieliku asendamise tulemusena happeanioonidega. Üksikud happealused, nt NaOH, KOH,

Aluseliste soolade keemilised omadused
1) aluselised soolad sisaldavad hüdroksorühmi, mis võivad osaleda neutraliseerimisreaktsioonis, mistõttu võivad nad reageerida hapetega, muutudes vähema kogusega keskmisteks sooladeks või aluselisteks sooladeks

Aluseliste soolade saamine
Aluselise soola võib saada: 1) aluse mittetäieliku neutraliseerimise reaktsioonil happega: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Keskmised soolad.
Keskmised soolad on H + happeioonide täieliku asendamise saadused metalliioonidega; neid võib pidada ka anioonaluse OH-ioonide täieliku asendamise saadusteks

Vaheühendite soolade nomenklatuur
Vene nomenklatuuris (kasutatakse tehnoloogilises praktikas) on keskmiste soolade nimetamise järjekord järgmine: sõna lisatakse hapnikku sisaldava happe nimetusele.

Keskmiste soolade keemilised omadused
1) Peaaegu kõik soolad on ioonsed ühendid, seega sulas ja sisse vesilahus nad dissotsieeruvad ioonideks (kui vool juhitakse läbi lahuste või sulasoolade, toimub elektrolüüsi protsess).

Keskmiste soolade saamine
Enamik soolade saamise meetodid põhinevad vastupidise olemusega ainete - metallid mittemetallidega, happeoksiidid aluselistega, alused hapetega - vastasmõjul (vt tabel 2).

Aatomi struktuur.
Aatom on elektriliselt neutraalne osake, mis koosneb positiivselt laetud tuumast ja negatiivselt laetud elektronidest. Elemendi järjekorranumber in Perioodilisustabel elemendid on võrdne tuuma laenguga

Aatomituumade koostis
Tuum koosneb prootonitest ja neutronitest. Prootonite arv on seerianumber element. Neutronite arv tuumas on võrdne vahega massiarv isotoop ja

elektron
Elektronid tiirlevad ümber tuuma teatud statsionaarsetel orbiitidel. Liikudes mööda oma orbiiti, elektron ei kiirga ega neela elektromagnetilist energiat. Energia emissioon või neeldumine

Elektrooniliste tasemete, elementide alamtasandite täitmise reegel
Elektronide arv, mis võib olla ühel energiatasemel, määratakse valemiga 2n2, kus n on tasandi arv. Esimese nelja maksimaalne täitmine energiatasemed: esimeseks

Ionisatsioonienergia, elektronide afiinsus, elektronegatiivsus.
Aatomi ionisatsioonienergia. Energiat, mis on vajalik elektroni eraldamiseks ergastamata aatomist, nimetatakse esimeseks ionisatsioonienergiaks (potentsiaal) I: E + I \u003d E + + e- Ionisatsioonienergia

kovalentne side
Enamikul juhtudel, kui side tekib, jagatakse seotud aatomite elektrone. Seda tüüpi keemilist sidet nimetatakse kovalentseks sidemeks (ladina keeles eesliide "co-".

Sigma ja pi sidemed.
Sigma (σ)-, pi (π)-sidemed - molekulide kovalentsete sidemete tüüpide ligikaudne kirjeldus mitmesugused ühendused, σ-sidet iseloomustab asjaolu, et elektronpilve tihedus on maksimaalne

Kovalentse sideme moodustumine doonor-aktseptor mehhanismi abil.
Lisaks eelmises lõigus kirjeldatud kovalentse sideme moodustumise homogeensele mehhanismile on olemas heterogeenne mehhanism – vastaslaenguga ioonide interaktsioon – H + prooton ja

Molekulide keemiline side ja geomeetria. BI3, PI3
joonis 3.1 Dipoolelementide lisamine NH3 ja NF3 molekulidesse

Polaarne ja mittepolaarne side
kovalentne side tekib elektronide sotsialiseerumise tulemusena (koos ühiste elektronpaaride moodustumisega), mis toimub elektronpilvede kattumisel. Hariduses

Iooniline side
Iooniline side- See on keemiline side, mis tekib vastupidiselt laetud ioonide elektrostaatilise interaktsiooni tõttu. Seega hariduse protsessi ja

Oksüdatsiooni olek
Valentsus 1. Valentsus on aatomite võime keemilised elemendid moodustavad teatud arvu keemilisi sidemeid. 2. Valentsusväärtused varieeruvad vahemikus I kuni VII (harva VIII). Valens

vesinikside
Lisaks erinevatele heteropolaarsetele ja homöopolaarsetele sidemetele on veel üks eritüüpi side, mis on viimase kahe aastakümne jooksul pälvinud keemikute üha suuremat tähelepanu. See nn vesinik

Kristallvõred
Niisiis, kristallstruktuur mida iseloomustab osakeste õige (regulaarne) paigutus kristalli rangelt määratletud kohtades. Kui ühendate need punktid vaimselt joontega, saate ruumi

Lahendused
Kui kristallid asetatakse veenõusse lauasool, suhkur või kaaliumpermanganaat (kaaliumpermanganaat), siis saame jälgida, kuidas kogus tahke järk-järgult väheneb. Samal ajal vesi

Elektrolüütiline dissotsiatsioon
Kõikide ainete lahused võib jagada kahte rühma: elektrolüüdid – juhtivus elektrit, mitteelektrolüüdid ei ole juhid. See jaotus on tingimuslik, sest kõik

dissotsiatsiooni mehhanism.
Vee molekulid on dipoolid, s.o. molekuli üks ots on negatiivselt laetud, teine ​​positiivselt. Negatiivse poolusega molekul läheneb naatriumioonile, positiivne - klooriioonile; surround io

Vee ioonne saadus
Vesinikuindeks (pH) on väärtus, mis iseloomustab vesinikioonide aktiivsust või kontsentratsiooni lahustes. Vesinikuindeksit tähistatakse pH-ga. Vesiniku indeks numbriliselt

Keemiline reaktsioon
Keemiline reaktsioon on ühe aine muundumine teiseks. See määratlus vajab aga üht olulist täiendust. AT tuumareaktor või ka kiirendis muunduvad mingid ained

Koefitsientide paigutamise meetodid OVR-is
Elektroonilise tasakaalu meetod 1). Kirjutage võrrand üles keemiline reaktsioon KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Aatomite leidmine, muutmine

Hüdrolüüs
Hüdrolüüs on soolaioonide ja veega vahetumise interaktsiooni protsess, mis viib halvasti dissotsieerunud ainete moodustumiseni ja millega kaasneb keskkonna reaktsiooni (pH) muutus. olemus

Keemiliste reaktsioonide kiirus
Reaktsioonikiiruse määrab muutus molaarne kontsentratsioonüks reagentidest: V = ± ((C2 - C1) / (t2 - t

Keemiliste reaktsioonide kiirust mõjutavad tegurid
1. Reaktiivide olemus. Olulist rolli mängivad keemiliste sidemete olemus ja reagentide molekulide struktuur. Reaktsioonid kulgevad vähem tugevate sidemete hävimise ja ainete tekke suunas

Aktiveerimisenergia
kokkupõrge keemilised osakesed viib keemiline koostoime ainult siis, kui põrkuvate osakeste energia ületab teatud kindla väärtuse. Kaaluge vastastikust

katalüüsi katalüsaator
Paljusid reaktsioone saab kiirendada või aeglustada teatud ainete sisseviimisega. Lisatavad ained reaktsioonis ei osale ja selle kulgemise ajal ei tarbita, kuid avaldavad olulist mõju

Keemiline tasakaal
Keemilisi reaktsioone, mis kulgevad mõlemas suunas võrreldava kiirusega, nimetatakse pöörduvateks. Sellistes reaktsioonides moodustuvad reagentide ja produktide tasakaalulised segud, mille koostis on

Le Chatelier’ põhimõte
Le Chatelier' põhimõte ütleb, et tasakaalu nihutamiseks paremale on vaja esiteks rõhku tõsta. Tõepoolest, rõhu suurenemisega "paneb süsteem vastu" rõhu suurenemisele

Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid
Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid Suurenda kiirust Vähenda kiirust Keemiliselt aktiivsete reaktiivide olemasolu

Hessi seadus
Tabeliväärtuste kasutamine

termiline efekt
Reaktsiooni käigus katkevad sidemed lähteainetes ja reaktsiooniproduktides tekivad uued sidemed. Kuna side tekib vabanemisel ja katkemine energia neeldumisel, siis x