Vees lahustuv – leelised on vees lahustumatud. Alused on kompleksühendid, mis dissotsieerumisel moodustavad anioonidena ainult hüdroksiidioone, anioonidena ainult hüdroksiidioone.

N-aatomi kvantmehaaniline Bohri mudel Kvantarvud. Elektronorbitaali mõiste.

Praegu on kaks aatomi mudelit: Bohri mudel(klassikaline) ja kvantmehaaniline. Esimene mudel ei sobi keerulise struktuuriga aatomite kirjeldamiseks. Teine mudel kirjeldab mis tahes aatomi struktuuri.

Aatomis olevad elektronid liiguvad teatud (paigalseisvate) elektronide orbiitidel ümber aatomi tuuma. Iga sellist elektroni orbiiti nimetatakse energiatasemeks. Kui elektron liigub ühelt orbiidilt teisele, siis elektronid vabastavad või neelavad energiat.

Elektroni energia sõltub tema orbiidi raadiusest. Tuumale lähimal orbiidil oleval elektronil on minimaalne energia. Kui energiakvant neeldub, liigub elektron suurema energiaga orbiidile (ergastatud olek). Ja vastupidi, liikudes kõrgelt energiatasemelt madalamale, annab elektron välja (väljastab) energiakvanti. Näide vesinikuaatomi struktuurist Bohri järgi.

Elektronide orbitaal- ja kvantarvude mõiste

E elektronipilved on piirkonnad, kus elektron paikneb aatomi tuuma ümber.

Elektroniorbitaal on ruumi piirkond aatomi tuuma ümber, millel on suurim tõenäosus elektroni sisaldada (suurim tihedus - 90%).

Elektroni olekut aatomis kirjeldatakse nelja numbriga, mida nimetatakse kvantarvudeks:

Peamine kvantarv n

Kirjeldab: keskmist kaugust orbitaalist tuumani; elektroni energiaseisundit aatomis.

Mida suurem on n väärtus, seda suurem on elektroni energia ja seda suurem on elektronipilve suurus.

Happed, alused, soolad TED valguses. Astme dissotsiatsioon.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat kasutades määratlevad ja kirjeldavad nad hapete, aluste ja soolade omadusi.

Happed on elektrolüüdid, mille dissotsiatsioonil tekivad katioonidena ainult vesinikkatioonid.

Näiteks:

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

Happe aluselisus määratakse dissotsiatsiooni käigus tekkivate vesinikkatioonide arvu järgi. Niisiis, HCl, HNO 3, - ühealuselised happed - moodustub üks vesiniku katioon; H2S, H2SO4 on kahealuselised ja H3PO4 on kolmealuselised, kuna moodustub vastavalt kaks ja kolm vesiniku katiooni.

Kahe- ja mitmealuselised happed dissotsieeruvad järk-järgult (järk-järgult). Näiteks:

H 3 PO 4 = H + + H 2 PO 4 - (esimene etapp)

H2PO4- =H++HPO42- (teine etapp)

HPO42- =H++PO43- (kolmas etapp)

Alused on elektrolüüdid, mille dissotsiatsioonil tekivad anioonidena ainult hüdroksüülioonid.

Näiteks:

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

Vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks. Neid pole palju. Need on leelis- ja leelismuldmetallide alused:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH jne.

Enamik aluseid lahustuvad vees vähe.

Aluse happesuse määrab selle hüdroksüülrühmade (hüdroksürühmade) arv. Näiteks NH 4 OH on ühehappeline alus, Ca(OH) 2 on kahe happega alus, Fe(OH) 3 on kolme happega alus jne. Kahe- ja polühappealused dissotsieeruvad järk-järgult:

Ca(OH)2 =Ca(OH) + +OH - (esimene etapp)

Ca(OH) + =Ca 2+ +OH - (teine etapp)

Soolad on elektrolüüdid, mille dissotsiatsioonil tekivad metallikatioonid (aga ka ammooniumi katioonid NH 4 +) ja happeliste jääkide anioonid.

Näiteks:

(NH4)2SO4 = 2NH4+ + SO42-; Na3PO4 = 3Na + + PO 4 3-

Nii dissotsieeruvad keskmised soolad. Happelised ja aluselised soolad dissotsieeruvad järk-järgult.

KHSO 4 = K + + HSO 4 -

HSO 4 - = H + + SO 4 2-

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

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

Seotud Informatsioon:

Sisemajanduse koguprodukt (SKT) – sarnane RKTga, kuid hõlmab ainult riigipiirides toodetud kaupu ja teenuseid (sh välismaiste ettevõtete poolt).

Põhjused: klassifikatsioon, omadused, mis põhinevad elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria kontseptsioonidel. Praktiline kasutamine.

Alused on komplekssed ained, mis sisaldavad ühe või mitme hüdroksüülrühmaga (OH) seotud metalliaatomeid (või ammooniumirühma NH4).

Üldiselt võib aluseid esitada valemiga: Me(OH)n.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt(TED), alused on elektrolüüdid, mille dissotsiatsioonil tekivad anioonidena ainult hüdroksiidianioonid (OH –). Näiteks NaOH = Na + + OH – .

Klassifikatsioon. ALUSED

Vees lahustuv – vees lahustumatud leelised

Näiteks näiteks

NaOH – naatriumhüdroksiid Cu(OH) 2 – vask(II)hüdroksiid

Ca(OH) 2 – kaltsiumhüdroksiid Fe(OH) 3 – raud(III)hüdroksiid

NH 4 OH – ammooniumhüdroksiid

Füüsikalised omadused. Peaaegu kõik alused on tahked. Need lahustuvad vees (leelis) ja ei lahustu. Vask(II)hüdroksiid Cu(OH)2 on sinine, raud(III)hüdroksiid Fe(OH)3 on pruun, enamik teisi on valged. Leeliselahused tunduvad puudutamisel seebised.

Keemilised omadused.

Lahustuvad alused - leelised	Lahustumatud alused (enamik neist)
1. Muutke indikaatori värvi: punane lakmus - sinine, värvitu fenoolftaleiin - karmiinpunane.	---–– Näidikud ei ole mõjutatud.
2. Reageerida hapetega (neutraliseerimisreaktsioon). Alus + hape = sool + vesi 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2H 2 O Ioonsel kujul: 2K + + 2OH – +2H + + SO 4 2– = 2K + + SO 4 2– + 2H 2 O 2H + + 2OH – = 2H 2 O	1. Reageerige hapetega: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Alus + hape = sool + vesi.
3. Reageerige soolalahustega: leelis + sool = uus. leelis + uus sool (seisund: sademe ↓ või gaasi teke). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH Ioonilisel kujul: Ba+ + 2OH – + 2Na + + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2Na + +2OH – Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Kuumutamisel lagunevad need oksiidiks ja veeks. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Reaktsioonid soolalahustega ei ole tüüpilised.
4. Reageerige happeoksiididega: leelis + happeoksiid = sool + vesi 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O Ioonsel kujul: 2Na + + 2OH – + CO 2 = 2Na + + CO 3 2– + H 2 O 2OH – + CO 2 = CO 3 2– + H 2 O	Reaktsioonid happeoksiididega ei ole tüüpilised.
5. Reageerige rasvadega, moodustades seebi.	Nad ei reageeri rasvadega.

	\|	järgmine loeng ==>

Keemia maagilises maailmas on igasugune transformatsioon võimalik. Näiteks igapäevaelus sageli kasutatava ohutu aine saab mitmest ohtlikust. Sellist elementide vastasmõju, mille tulemusena tekib homogeenne süsteem, milles kõik reageerivad ained lagunevad molekulideks, aatomiteks ja ioonideks, nimetatakse lahustuvuseks. Ainete koostoimemehhanismi mõistmiseks tasub tähelepanu pöörata lahustuvuse tabel.

Kokkupuutel

Klassikaaslased

Keemia õppimisel on üheks abivahendiks lahustuvusastet näitav tabel. Need, kes õpivad loodusteadusi, ei pruugi alati mäletada, kuidas teatud ained lahustuvad, seega peaks tabel alati käepärast olema.

See aitab lahendada keemilisi võrrandeid, mis hõlmavad ioonreaktsioone. Kui tulemuseks on lahustumatu aine, on reaktsioon võimalik. Valikuid on mitu:

Aine on hästi lahustuv;
Kergelt lahustuv;
Praktiliselt lahustumatu;
Lahustumatu;
Hüdraliseerub ja ei eksisteeri kokkupuutel veega;
Ei eksisteeri.

Elektrolüüdid

Need on lahused või sulamid, mis juhivad elektrivoolu. Nende elektrijuhtivust seletatakse ioonide liikuvusega. Elektrolüüdid võib jagada 2 rühma:

Tugev. Need lahustuvad täielikult, olenemata lahuse kontsentratsiooniastmest.
Nõrk. Dissotsiatsioon on osaline ja sõltub keskendumisest. Suure kontsentratsiooni korral väheneb.

Lahustumise käigus dissotsieeruvad elektrolüüdid erineva laenguga ioonideks: positiivseteks ja negatiivseteks. Vooluga kokkupuutel on positiivsed ioonid suunatud katoodile, negatiivsed aga anoodile. Katood on positiivne laeng, anood on negatiivne laeng. Selle tulemusena toimub ioonide liikumine.

Samaaegselt dissotsiatsiooniga toimub vastupidine protsess – ioonide ühinemine molekulideks. Happed on elektrolüüdid, mille lagunemisel tekib katioon – vesinikioon. Alused – anioonid – on hüdroksiidioonid. Leelised on vees lahustuvad alused. Elektrolüüte, mis on võimelised moodustama nii katioone kui ka anioone, nimetatakse amfoteerseteks.

Ioonid

See on osake, milles on rohkem prootoneid või elektrone, seda nimetatakse aniooniks või katiooniks, sõltuvalt sellest, mis on rohkem: prootonid või elektronid. Sõltumatute osakestena leidub neid paljudes agregatsiooniseisundites: gaasid, vedelikud, kristallid ja plasma. Selle kontseptsiooni ja nime võttis kasutusele Michael Faraday 1834. aastal. Ta uuris elektri mõju hapete, leeliste ja soolade lahustele.

Lihtsad ioonid kannavad tuuma ja elektrone. Tuum moodustab peaaegu kogu aatomi massi ning koosneb prootonitest ja neutronitest. Prootonite arv langeb kokku perioodilisuse tabeli aatomnumbri ja tuuma laenguga. Ioonil ei ole elektronide lainelise liikumise tõttu kindlaid piire, mistõttu on võimatu mõõta nende suurusi.

Elektroni eemaldamine aatomist nõuab omakorda energiakulu. Seda nimetatakse ionisatsioonienergiaks. Elektroni lisamisel vabaneb energia.

Katioonid

Need on osakesed, mis kannavad positiivset laengut. Neil võib olla erinev laengukogus, näiteks: Ca2+ on kahekordse laenguga katioon, Na+ on ühe laenguga katioon. Nad migreeruvad elektriväljas negatiivsele katoodile.

Anioonid

Need on elemendid, millel on negatiivne laeng. Sellel on ka erinevad laengukogused, näiteks CL- on ühe laetud ioon, SO42- on kahekordse laenguga ioon. Selliseid elemente leidub ainetes, millel on ioonne kristallvõre, lauasoolas ja paljudes orgaanilistes ühendites.

Naatrium. Leelismetall. Loobudes ühest välisel energiatasemel asuvast elektronist, muutub aatom positiivseks katiooniks.
Kloor. Selle elemendi aatom viib ühe elektroni viimasele energiatasemele; see muutub negatiivseks kloriidaniooniks.
soola. Naatriumi aatom annab kloorile elektroni, mille tulemusena on kristallvõres naatriumkatioon ümbritsetud kuue kloorianiooniga ja vastupidi. Selle reaktsiooni tulemusena moodustub naatriumkatioon ja kloorianioon. Vastastikuse külgetõmbe tõttu tekib naatriumkloriid. Nende vahel moodustub tugev ioonside. Soolad on ioonsete sidemetega kristalsed ühendid.
Happe jääk. See on negatiivselt laetud ioon, mida leidub keerulises anorgaanilises ühendis. Seda leidub happe- ja soolavalemites ning tavaliselt ilmub see pärast katiooni. Peaaegu kõigil sellistel jääkidel on oma hape, näiteks väävelhappest SO4. Mõnede jääkide happeid ei eksisteeri ja need on vormiliselt kirjas, kuid need moodustavad soolasid: fosfitiooni.

Keemia on teadus, kus on võimalik luua peaaegu iga ime.

Elektrolüüdi molekulide lagunemist ioonideks polaarsete lahusti molekulide mõjul nimetatakse nn. elektrolüütiline dissotsiatsioon. Aineid, mille vesilahused või sulad juhivad elektrivoolu, nimetatakse elektrolüütideks.

Nende hulka kuuluvad vesi, happed, alused ja soolad. Vees lahustumisel dissotsieeruvad elektrolüüdi molekulid positiivseteks ioonideks - katioonid ja negatiivne - anioonid. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsessi põhjustab ainete interaktsioon vee või mõne muu lahustiga, mis viib hüdraatunud ioonide moodustumiseni.

Seega moodustab vesinikioon hüdroniumiooni:

H+ + H2O «H3O+.

Lihtsustamiseks kirjutatakse hüdroniumioon ilma veemolekule, see tähendab H+, näitamata.

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

või võetakse vastu kanne: NaCl « Na+ + Cl–.

Hapete, aluste, soolade dissotsiatsioon

Happed nimetatakse elektrolüütideks, mille dissotsieerumisel tekivad katioonidena ainult vesiniku katioonid. Näiteks,

HNO3 « H+ + NO3–

Polüaluselised happed dissotsieeruvad järk-järgult. Näiteks vesiniksulfiidhape dissotsieerub järk-järgult:

H2S « H+ + HS– (esimene etapp)

HS– « H+ + S2– (teine etapp)

Mitmealuseliste hapete dissotsiatsioon toimub peamiselt esimeses etapis. Seda seletatakse asjaoluga, et energia, mida tuleb kulutada iooni eraldamiseks neutraalsest molekulist, on minimaalne ja suureneb dissotsiatsiooniga igal järgneval etapil.

Põhjused nimetatakse elektrolüütideks, mis lahuses dissotsieeruvad ja moodustavad anioonidena ainult hüdroksiidioone. Näiteks,

NaOH ® Na+ + OH–

Polühappealused dissotsieeruvad järk-järgult

Mg(OH)2 «MgOH+ + OH– (esimene etapp)

MgOH+ «Mg2+ + OH– (teine etapp)

Hapete ja aluste astmeline dissotsiatsioon seletab happeliste ja aluseliste soolade moodustumist.

On elektrolüüte, mis dissotsieeruvad nii aluseliste kui happelistena. Neid kutsutakse amfoteerne.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Amfoteersus on seletatav väikese erinevusega R-H ja O-H sidemete tugevuses.

Amfoteersed elektrolüüdid hõlmavad vett, tsingi, alumiiniumi, kroomi (III), tina (II, IV), plii (II, IV) hüdroksiide jne.

Amfoteerse hüdroksiidi, näiteks Sn(OH)2 dissotsiatsiooni saab väljendada võrrandiga:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O ¯ põhiomadused

2H+ + 2–

happelised omadused

soolad nimetatakse elektrolüütideks, mis dissotsiatsioonil moodustavad metallikatioonid ehk komplekskatioonid ja happejääkide anioonid ehk kompleksanioonid.

Vees lahustuvad keskmised soolad dissotsieeruvad peaaegu täielikult

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Happesoolad dissotsieeruvad järk-järgult, näiteks:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (esimene etapp)

Seejärel dissotsieeruvad happesoolade anioonid veidi:

HCO3– «H+ + CO32– (teine etapp)

Aluselise soola dissotsiatsiooni saab väljendada võrrandiga

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (esimene etapp)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (teine etapp)

Peamiste soolade katioonid dissotsieeruvad teises etapis ebaolulisel määral.

Topeltsoolad on elektrolüüdid, mis dissotsieerumisel moodustavad kahte tüüpi metalli katioone. Näiteks

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Komplekssoolad on elektrolüüdid, mille dissotsiatsioonil tekib kahte tüüpi ioone: lihtsaid ja kompleksseid ioone. Näiteks:

Na2 « 2Na+ + 2–

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni kvantitatiivne tunnus on dissotsiatsiooni astea, mis võrdub ioonideks lagunenud molekulide arvu (n) ja lahustunud molekulide koguarvu suhtega (N)

Dissotsiatsiooniastet väljendatakse ühiku murdosades või protsentides.

Dissotsiatsiooniastme järgi jagunevad kõik elektrolüüdid tugevateks (a>30%), nõrkadeks (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Tugevad elektrolüüdid Vees lahustatuna dissotsieeruvad nad täielikult ioonideks. Need sisaldavad:

	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4
Põhjused	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
	vees lahustuv (lisa, tabel 2)