Topivi u vodi – lužine su netopljive u vodi. Baze su složeni spojevi koji disocijacijom tvore samo hidroksidne ione kao anione.Samo hidroksidne ione kao anione.

Kvantno mehanički Bohrov model atoma N. Kvantni brojevi. Pojam elektronske orbitale.

Trenutno postoje dva modela atoma: Bohrov model(klasično) i kvantno mehanički. Prvi model nije prikladan za opisivanje atoma sa složenom strukturom. Drugi model opisuje bilo koju atomsku strukturu.

Elektroni u atomu gibaju se određenim (stacionarnim) elektronskim orbitama oko jezgre atoma. Svaka takva orbita za elektron naziva se energetskom razinom. Kada se elektron kreće iz jedne orbite u drugu, elektroni oslobađaju ili apsorbiraju energiju.

Energija elektrona ovisi o polumjeru njegove orbite. Najmanju energiju ima elektron koji se nalazi u orbiti najbližoj jezgri. Kada se kvant energije apsorbira, elektron se pomiče u orbitu s višom energijom (pobuđeno stanje). I obrnuto, kada prelazi s visoke energetske razine na nižu, elektron odaje (emitira) kvant energije. Primjer strukture atoma vodika prema Bohru.

Pojam elektronske orbitale i kvantni brojevi

E elektronski oblaci su područja u kojima se elektron nalazi oko jezgre atoma.

Elektronska orbitala je područje prostora oko jezgre atoma s najvećom vjerojatnošću da sadrži elektron (najveća gustoća - 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 jezgre; energetsko stanje elektrona u atomu.

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

Kiseline, baze, soli u svjetlu TED-a. Koračna disocijacija.

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

Kiseline su elektroliti čijom disocijacijom nastaju samo vodikovi kationi kao kationi.

Na primjer:

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

Bazičnost kiseline određena je brojem vodikovih kationa koji nastaju tijekom disocijacije. Dakle, HCl, HNO 3, - monobazične kiseline - nastaje jedan vodikov kation; H 2 S, H 2 SO 4 su dvobazni, a H 3 PO 4 trobazni jer nastaju dva, odnosno tri vodikova kationa.

Dibazične i polibazične kiseline disociraju stupnjevito (postupno). Na primjer:

H 3 PO 4 =H + +H 2 PO 4 - (prvi stupanj)

H 2 PO 4 - =H + +HPO 4 2- (drugi stupanj)

HPO 4 2- =H + +PO 4 3- (treća faza)

Baze su elektroliti čijom disocijacijom nastaju samo hidroksilni ioni kao anioni.

Na primjer:

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

Baze koje su topive u vodi nazivaju se lužine. Nema ih puno. Ovo su baze alkalnih i zemnoalkalijskih metala:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH itd.

Većina baza slabo je topiva u vodi.

Kiselost baze određena je brojem njezinih hidroksilnih skupina (hidroksi skupina). Na primjer, NH4OH je jednokiselinska baza, Ca(OH)2 je dvokiselinska baza, Fe(OH)3 je trikiselinska baza itd. Dvo- i polikiselinske baze disociraju postupno:

Ca(OH) 2 =Ca(OH) + +OH - (prvi stupanj)

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

Soli su elektroliti čijom disocijacijom nastaju metalni kationi (kao i amonijevi kationi NH 4+) i anioni kiselinskih ostataka.

Na primjer:

(NH4)2SO4 = 2NH4 + + SO4 2-; Na 3 PO4 = 3Na + + PO 4 3-

Tako disociraju srednje soli. Kisele i bazične soli disociraju postupno.

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 BNP-u, ali uključuje samo dobra i usluge proizvedene unutar nacionalnih granica (uključujući strana poduzeća).

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

Baze su složene tvari koje sadrže atome metala (ili amonijevu skupinu NH 4) povezane s jednom ili više hidroksilnih skupina (OH).

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

Sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije(TED), baze su elektroliti čijom disocijacijom kao anioni nastaju samo hidroksidni anioni (OH –). Na primjer, NaOH = Na + + OH – .

Klasifikacija. BAZE

Topivi u vodi – lužine netopljive u vodi

Na primjer, na primjer,

NaOH – natrijev hidroksid Cu(OH) 2 – bakrov (II) hidroksid

Ca(OH) 2 – kalcijev hidroksid Fe(OH) 3 – željezov (III) hidroksid

NH 4 OH – amonijev hidroksid

Fizička svojstva. Gotovo sve baze su čvrste tvari. Topljivi su u vodi (lužine) i netopljivi. Bakrov (II) hidroksid Cu(OH) 2 je plav, željezov (III) hidroksid Fe(OH) 3 je smeđi, većina ostalih je bijela. Alkalne otopine su sapunaste na dodir.

Kemijska svojstva.

Topljive baze – lužine	Netopljive baze (većina)
1. Promijenite boju indikatora: crveni lakmus - plavi, bezbojni fenolftalein - grimizni.	---–– Nema utjecaja na indikatore.
2. Reagirati s kiselinama (reakcija neutralizacije). Baza + kiselina = sol + 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. Reagirajte s kiselinama: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Baza + kiselina = sol + voda.
3. Reagirajte s otopinama soli: lužina + sol = novo. lužina + novo sol (uvjet: stvaranje taloga ↓ili plina). 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. Zagrijavanjem se razlažu na oksid i vodu. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Reakcije s otopinama soli nisu tipične.
4. Reagirajte s kiselim oksidima: alkalijski + kiselinski oksid = sol + voda 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O U ionskom obliku: 2Na + + 2OH – + CO 2 = 2Na + + CO 3 2– + H 2 O 2OH – + CO 2 = CO 3 2– + H 2 O	Reakcije s kiselim oksidima nisu tipične.
5. Reagirati s mastima i nastati sapun.	Ne reagiraju s mastima.

	\|	sljedeće predavanje ==>

U čarobnom svijetu kemije svaka transformacija je moguća. Na primjer, sigurnu tvar koja se često koristi u svakodnevnom životu možete dobiti od nekoliko opasnih. Takvo međudjelovanje elemenata, koje rezultira homogenim sustavom u kojem se sve tvari koje reagiraju razlažu na molekule, atome i ione, naziva se topljivost. Da bismo razumjeli mehanizam interakcije tvari, vrijedi obratiti pozornost tablica topljivosti.

U kontaktu s

Kolege

Tablica koja pokazuje stupanj topljivosti jedno je od pomagala u učenju kemije. Oni koji uče prirodoslovlje možda se neće uvijek sjetiti kako se određene tvari otapaju, stoga uvijek trebate imati tablicu pri ruci.

Pomaže u rješavanju kemijskih jednadžbi koje uključuju ionske reakcije. Ako je rezultat netopljiva tvar, tada je reakcija moguća. Postoji nekoliko opcija:

Tvar je visoko topljiva;
Slabo topljiv;
Praktički netopljiv;
Netopljivo;
Hidralizira i ne postoji u dodiru s vodom;
Ne postoji.

elektroliti

To su otopine ili legure koje provode električnu struju. Njihova električna vodljivost objašnjava se pokretljivošću iona. Elektroliti se mogu podijeliti na 2 grupe:

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

Tijekom otapanja elektroliti disociraju na ione s različitim nabojima: pozitivnim i negativnim. Kada su izloženi struji, pozitivni ioni su usmjereni prema katodi, dok su negativni ioni usmjereni prema anodi. Katoda ima pozitivan naboj, a anoda negativan naboj. Kao rezultat toga dolazi do kretanja iona.

Istodobno s disocijacijom odvija se i suprotan proces – spajanje iona u molekule. Kiseline su elektroliti čijom razgradnjom nastaje kation – vodikov ion. Baze – anioni – su hidroksidni ioni. Alkalije su baze koje se otapaju u vodi. Elektroliti koji mogu stvarati katione i anione nazivaju se amfoterni.

Ioni

Ovo je čestica u kojoj ima više protona ili elektrona, nazvat ćemo je anion ili kation, ovisno o tome čega ima više: protona ili elektrona. Kao neovisne čestice, nalaze se u mnogim agregatnim stanjima: plinovima, tekućinama, kristalima i plazmi. Pojam i naziv u upotrebu je uveo Michael Faraday 1834. godine. Proučavao je djelovanje elektriciteta na otopine kiselina, lužina i soli.

Jednostavni ioni nose jezgru i elektrone. Jezgra čini gotovo svu atomsku masu i sastoji se od protona i neutrona. Broj protona podudara se s atomskim brojem u periodnom sustavu i nabojem jezgre. Ion nema određene granice zbog valnog gibanja elektrona, pa je nemoguće izmjeriti njihovu veličinu.

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

Kationi

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

Anioni

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

Natrij. Alkalijski metal. Prepuštanjem jednog elektrona koji se nalazi na vanjskoj energetskoj razini, atom će se pretvoriti u pozitivni kation.
Klor. Atom ovog elementa uzima jedan elektron do zadnje energetske razine, pretvorit će se u negativni kloridni anion.
Sol. Atom natrija daje elektron kloru, uslijed čega je u kristalnoj rešetki natrijev kation okružen sa šest aniona klora i obrnuto. Kao rezultat te reakcije nastaju kation natrija i anion klora. Uslijed međusobnog privlačenja nastaje natrijev klorid. Između njih nastaje jaka ionska veza. Soli su kristalni spojevi s ionskim vezama.
Kiselinski ostatak. To je negativno nabijeni ion koji se nalazi u složenom anorganskom spoju. Nalazi se u formulama kiselina i soli i obično se pojavljuje nakon kationa. Gotovo svi takvi ostaci imaju vlastitu kiselinu, na primjer, SO4 - iz sumporne kiseline. Kiseline nekih ostataka ne postoje i pišu se formalno, ali tvore soli: fosfitni ion.

Kemija je znanost u kojoj je moguće stvoriti gotovo svako čudo.

Razgradnja molekula elektrolita na ione pod utjecajem molekula polarnog otapala naziva se elektrolitički disocijacija. Tvari čije vodene otopine ili taline provode električnu struju nazivamo elektrolitima.

To uključuje vodu, kiseline, baze i soli. Kada se otope u vodi, molekule elektrolita disociraju u pozitivne ione - kationi i negativno - anioni. Proces elektrolitičke disocijacije uzrokovan je međudjelovanjem tvari s vodom ili drugim otapalom, što dovodi do stvaranja hidratiranih iona.

Dakle, vodikov ion tvori hidronijev ion:

H+ + H2O « H3O+.

Da pojednostavimo, hidronijev ion se piše bez označavanja molekula vode, odnosno H+.

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

ili se prihvaća unos: NaCl « Na+ + Cl–.

Disocijacija kiselina, baza, soli

kiseline nazivaju se elektroliti, čijom disocijacijom nastaju samo vodikovi kationi kao kationi. Na primjer,

HNO3 « H+ + NO3–

Polibazične kiseline disociraju postupno. Na primjer, sumporovodikova kiselina disocira postupno:

H2S « H+ + HS– (prvi stupanj)

HS– « H+ + S2– (drugi stupanj)

Disocijacija polibazičnih kiselina događa se uglavnom u prvom koraku. To se objašnjava činjenicom da je energija koja se mora utrošiti za odvajanje iona od neutralne molekule minimalna i postaje sve veća s disocijacijom u svakom sljedećem koraku.

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

NaOH ® Na+ + OH–

Polikiselinske baze disociraju postupno

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (prvi stupanj)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (druga faza)

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

Postoje elektroliti koji disociraju i na bazične i na kisele. Zovu se amfoteran.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

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

Amfoterni elektroliti su voda, hidroksidi cinka, aluminija, kroma (III), kositra (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–

svojstva kiselina

Soli nazivaju se elektroliti, koji disocijacijom stvaraju metalne katione, ili kompleksne katione, i anione kiselinskih ostataka, ili kompleksne anione.

Srednje soli, topljive u vodi, gotovo potpuno disociraju

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Kisele soli disociraju postupno, na primjer:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (prvi stupanj)

Anioni kiselih soli nakon toga lagano disociraju:

HCO3– « H+ + CO32– (drugi stupanj)

Disocijacija bazične soli može se izraziti jednadžbom

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (prvi stupanj)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (druga faza)

Kationi glavnih soli disociraju u drugom stupnju u neznatnoj mjeri.

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

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Složene soli su elektroliti čijom disocijacijom nastaju dvije vrste iona: jednostavni i složeni. Na primjer:

Na2 « 2Na+ + 2–

Kvantitativna karakteristika elektrolitičke disocijacije je stupanj disocijacijea, jednak omjeru broja molekula razgrađenih na ione (n) prema ukupnom broju otopljenih molekula (N)

Stupanj disocijacije izražava se u dijelovima jedinice ili postocima.

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

Jaki elektroliti Kada se otope u vodi, potpuno disociraju na ione. To uključuje:

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