Oplosbaar in water – alkaliën zijn onoplosbaar in water. Basen zijn complexe verbindingen die bij dissociatie alleen hydroxide-ionen als anionen vormen en alleen hydroxide-ionen als anionen.

Kwantummechanisch Bohr-model van het N-atoom. Kwantumgetallen. Het concept van een elektronenorbitaal.

Er zijn momenteel twee modellen van het atoom: Bohr-model(klassiek) en kwantummechanisch. Het eerste model is niet geschikt voor het beschrijven van atomen met een complexe structuur. Het tweede model beschrijft elke atomaire structuur.

Elektronen in een atoom bewegen in bepaalde (stationaire) elektronenbanen rond de kern van het atoom. Elke dergelijke baan voor een elektron wordt een energieniveau genoemd. Wanneer een elektron van de ene baan naar de andere beweegt, geven de elektronen energie vrij of absorberen ze deze.

De energie van een elektron hangt af van de straal van zijn baan. Het elektron dat zich in de baan bevindt die het dichtst bij de kern ligt, heeft de minimale energie. Wanneer een energiekwantum wordt geabsorbeerd, beweegt het elektron naar een baan met een hogere energie (aangeslagen toestand). En omgekeerd: wanneer een elektron van een hoog energieniveau naar een lager energieniveau gaat, geeft (emittert) een elektron een hoeveelheid energie af. Een voorbeeld van de structuur van het waterstofatoom volgens Bohr.

Het concept van elektronenorbitale en kwantumgetallen

E Elektronenwolken zijn gebieden waar een elektron zich rond de kern van een atoom bevindt.

Elektronenorbitaal is het gebied in de ruimte rond de kern van een atoom met de grootste kans om een elektron te bevatten (hoogste dichtheid - 90%).

De toestand van een elektron in een atoom wordt beschreven met behulp van 4 getallen, die kwantumgetallen worden genoemd:

Hoofdkwantumgetal n

Beschrijft: de gemiddelde afstand van de orbitaal tot de kern; de energietoestand van het elektron in het atoom.

Hoe groter de waarde van n, hoe hoger de energie van het elektron en hoe groter de omvang van de elektronenwolk.

Zuren, basen, zouten in het licht van TED. Stap dissociatie.

Gebruikmakend van de theorie van elektrolytische dissociatie definiëren en beschrijven ze de eigenschappen van zuren, basen en zouten.

Zuren zijn elektrolyten waarvan de dissociatie alleen waterstofkationen als kationen produceert.

Bijvoorbeeld:

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

De basiciteit van een zuur wordt bepaald door het aantal waterstofkationen dat tijdens dissociatie wordt gevormd. Dus HCl, HNO 3, - monobasische zuren - er wordt één waterstofkation gevormd; H 2 S, H 2 SO 4 zijn tweebasisch en H 3 PO 4 zijn driebasisch, omdat er respectievelijk twee en drie waterstofkationen worden gevormd.

Dibasische en polybasische zuren dissociëren stapsgewijs (geleidelijk). Bijvoorbeeld:

H 3 PO 4 =H + +H 2 PO 4 - (eerste trap)

H 2 PO 4 - =H + +HPO 4 2- (tweede fase)

HPO 4 2- =H + +PO 4 3- (derde fase)

Basen zijn elektrolyten waarvan de dissociatie alleen hydroxylionen als anionen produceert.

Bijvoorbeeld:

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

Basen die oplosbaar zijn in water worden alkaliën genoemd. Er zijn er niet veel. Dit zijn de basen van alkali- en aardalkalimetalen:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, enz.

De meeste basen zijn enigszins oplosbaar in water.

De zuurgraad van een base wordt bepaald door het aantal hydroxylgroepen (hydroxygroepen). NH 4 OH is bijvoorbeeld een base met één zuur, Ca(OH) 2 is een base met twee zuren, Fe(OH) 3 is een base met drie zuren, enz. Twee- en polyzuurbasen dissociëren stapsgewijs:

Ca(OH) 2 =Ca(OH) + +OH - (eerste trap)

Ca(OH) + =Ca 2+ +OH - (tweede trap)

Zouten zijn elektrolyten waarvan de dissociatie metaalkationen produceert (evenals ammoniumkationen NH 4 +) en anionen van zure resten.

Bijvoorbeeld:

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

Dit is hoe mediumzouten dissociëren. Zure en basische zouten dissociëren stapsgewijs.

KHSO 4 = K + + HSO 4 -

HSO 4 - = H + + SO 4 2-

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

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

Gerelateerde informatie:

Bruto binnenlands product (bbp) - vergelijkbaar met het bnp, maar omvat alleen goederen en diensten die binnen de nationale grenzen worden geproduceerd (ook door buitenlandse ondernemingen).

Redenen: classificatie, eigenschappen gebaseerd op de concepten van de theorie van elektrolytische dissociatie. Praktisch gebruik.

Basen zijn complexe stoffen die metaalatomen (of een ammoniumgroep NH 4) bevatten die verbonden zijn met een of meer hydroxylgroepen (OH).

In het algemeen kunnen basen worden weergegeven met de formule: Me(OH)n.

Vanuit het oogpunt van de theorie van elektrolytische dissociatie(TED) zijn basen elektrolyten waarvan de dissociatie alleen hydroxide-anionen (OH –) als anionen produceert. NaOH = Na ++ + OH – bijvoorbeeld.

Classificatie. BASISSEN

Oplosbaar in water – alkaliën die onoplosbaar zijn in water

Bijvoorbeeld, bijvoorbeeld

NaOH – natriumhydroxide Cu(OH) 2 – koper(II)hydroxide

Ca(OH) 2 – calciumhydroxide Fe(OH) 3 – ijzer(III)hydroxide

NH 4 OH – ammoniumhydroxide

Fysieke eigenschappen. Bijna alle basen zijn vaste stoffen. Ze zijn oplosbaar in water (alkali) en onoplosbaar. Koper (II) hydroxide Cu(OH) 2 is blauw, ijzer (III) hydroxide Fe (OH) 3 is bruin, de meeste andere zijn wit. Alkalioplossingen voelen zeepachtig aan.

Chemische eigenschappen.

Oplosbare basen - alkaliën	Onoplosbare basen (de meeste)
1. Verander de kleur van de indicator: rode lakmoes - blauw, kleurloze fenolftaleïne - karmozijnrood.	---–– Indicatoren worden niet beïnvloed.
2. Reageren met zuren (neutralisatiereactie). Base + zuur = zout + water 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2H 2 O In ionische vorm: 2K + + 2OH – +2H + + SO 4 2– = 2K + + SO 4 2– + 2H 2 O 2H + + 2OH – = 2H 2 O	1. Reageren met zuren: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Base + zuur = zout + water.
3. Reageren met zoutoplossingen: alkali + zout = nieuw. alkali + nieuw zout (voorwaarde: vorming van neerslag ↓of gas). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH In ionische vorm: Ba 2+ + 2OH – + 2Na + + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2Na + +2OH – Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Bij verhitting vallen ze uiteen in oxide en water. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Reacties met zoutoplossingen zijn niet typisch.
4. Reageren met zuuroxiden: alkali + zuuroxide = zout + water 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O In ionische vorm: 2Na + + 2OH – + CO 2 = 2Na + + CO 3 2– + H 2 O 2OH – + CO 2 = CO 3 2– + H 2 O	Reacties met zuuroxiden zijn niet typisch.
5. Reageer met vetten om zeep te vormen.	Ze reageren niet met vetten.

	\|	volgende lezing ==>

In de magische wereld van de chemie is elke transformatie mogelijk. U kunt bijvoorbeeld uit verschillende gevaarlijke stoffen een veilige stof halen die in het dagelijks leven vaak wordt gebruikt. Een dergelijke interactie van elementen, die resulteert in een homogeen systeem waarin alle reagerende stoffen uiteenvallen in moleculen, atomen en ionen, wordt oplosbaarheid genoemd. Om het mechanisme van de interactie van stoffen te begrijpen, is het de moeite waard om aandacht aan te schenken oplosbaarheid tabel.

In contact met

Klasgenoten

Een tabel met de oplosbaarheidsgraad is een van de hulpmiddelen bij het studeren van scheikunde. Degenen die wetenschap leren, herinneren zich misschien niet altijd hoe bepaalde stoffen oplossen, dus je moet altijd een tafel bij de hand hebben.

Het helpt bij het oplossen van chemische vergelijkingen waarbij ionische reacties betrokken zijn. Als het resultaat een onoplosbare stof is, is de reactie mogelijk. Er zijn verschillende opties:

De stof is zeer oplosbaar;
Enigszins oplosbaar;
Praktisch onoplosbaar;
Onoplosbaar;
Hydrateert en bestaat niet in contact met water;
Bestaat niet.

Elektrolyten

Dit zijn oplossingen of legeringen die elektrische stroom geleiden. Hun elektrische geleidbaarheid wordt verklaard door de mobiliteit van ionen. Elektrolyten kunnen worden onderverdeeld in 2 groepen:

Sterk. Ze lossen volledig op, ongeacht de concentratiegraad van de oplossing.
Zwak. Dissociatie is gedeeltelijk en afhankelijk van concentratie. Neemt af bij hoge concentraties.

Tijdens het oplossen dissociëren elektrolyten in ionen met verschillende ladingen: positief en negatief. Bij blootstelling aan stroom worden positieve ionen naar de kathode gericht, terwijl negatieve ionen naar de anode worden gericht. De kathode is positief geladen, de anode is negatief. Als gevolg hiervan vindt ionenbeweging plaats.

Gelijktijdig met dissociatie vindt het tegenovergestelde proces plaats: de combinatie van ionen tot moleculen. Zuren zijn elektrolyten waarvan de ontleding een kation produceert: een waterstofion. Basen – anionen – zijn hydroxide-ionen. Alkaliën zijn basen die oplossen in water. Elektrolyten die zowel kationen als anionen kunnen vormen, worden amfoteer genoemd.

Ionen

Dit is een deeltje waarin zich meer protonen of elektronen bevinden, het zal een anion of kation worden genoemd, afhankelijk van wat er meer is: protonen of elektronen. Als onafhankelijke deeltjes worden ze in vele aggregatietoestanden aangetroffen: gassen, vloeistoffen, kristallen en plasma. Het concept en de naam werden in 1834 door Michael Faraday in gebruik genomen. Hij bestudeerde het effect van elektriciteit op oplossingen van zuren, logen en zouten.

Eenvoudige ionen dragen een kern en elektronen. De kern vormt bijna de gehele atoommassa en bestaat uit protonen en neutronen. Het aantal protonen valt samen met het atoomnummer in het periodiek systeem en de lading van de kern. Het ion heeft geen duidelijke grenzen vanwege de golfbeweging van elektronen, dus het is onmogelijk om hun afmetingen te meten.

Het verwijderen van een elektron uit een atoom vergt op zijn beurt energieverbruik. Het heet ionisatie-energie. Wanneer een elektron wordt toegevoegd, komt er energie vrij.

Kationen

Dit zijn deeltjes die een positieve lading hebben. Ze kunnen verschillende hoeveelheden lading hebben, bijvoorbeeld: Ca2+ is een dubbel geladen kation, Na+ is een enkelvoudig geladen kation. Ze migreren naar de negatieve kathode in een elektrisch veld.

Anionen

Dit zijn elementen die een negatieve lading hebben. Het heeft ook verschillende hoeveelheden lading, CL- is bijvoorbeeld een enkelvoudig geladen ion, SO42- is een dubbel geladen ion. Dergelijke elementen worden aangetroffen in stoffen met een ionisch kristalrooster, in keukenzout en veel organische verbindingen.

Natrium. Reactief metaal. Door één elektron op te geven dat zich op het buitenste energieniveau bevindt, zal het atoom veranderen in een positief kation.
Chloor. Een atoom van dit element brengt één elektron naar het laatste energieniveau, het zal veranderen in een negatief chloride-anion.
Zout. Het natriumatoom geeft een elektron af aan chloor, waardoor in het kristalrooster het natriumkation omgeven wordt door zes chlooranionen en omgekeerd. Als resultaat van deze reactie worden een natriumkation en een chlooranion gevormd. Door wederzijdse aantrekking wordt natriumchloride gevormd. Er wordt een sterke ionische binding tussen hen gevormd. Zouten zijn kristallijne verbindingen met ionische bindingen.
Zuur residu. Het is een negatief geladen ion dat wordt aangetroffen in een complexe anorganische verbinding. Het wordt aangetroffen in zuur- en zoutformules en verschijnt meestal na het kation. Bijna al deze residuen hebben hun eigen zuur, bijvoorbeeld SO4 - uit zwavelzuur. Zuren van sommige residuen bestaan niet en worden formeel geschreven, maar ze vormen zouten: fosfietion.

Scheikunde is een wetenschap waarin het mogelijk is om vrijwel elk wonder te creëren.

De afbraak van elektrolytmoleculen in ionen onder invloed van polaire oplosmiddelmoleculen wordt genoemd elektrolytisch dissociatie. Stoffen waarvan de waterige oplossingen of smelten elektrische stroom geleiden, worden elektrolyten genoemd.

Deze omvatten water, zuren, basen en zouten. Wanneer ze in water worden opgelost, dissociëren elektrolytmoleculen in positieve ionen - kationen en negatief - anionen. Het proces van elektrolytische dissociatie wordt veroorzaakt door de interactie van stoffen met water of een ander oplosmiddel, wat leidt tot de vorming van gehydrateerde ionen.

Een waterstofion vormt dus een hydroniumion:

H+ + H2O « H3O+.

Ter vereenvoudiging wordt het hydroniumion geschreven zonder watermoleculen aan te duiden, dat wil zeggen H+.

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

of de invoer wordt geaccepteerd: NaCl « Na+ + Cl–.

Dissociatie van zuren, basen, zouten

Zuren worden elektrolyten genoemd, bij dissociatie hiervan worden alleen waterstofkationen als kationen gevormd. Bijvoorbeeld,

HNO3 « H+ + NO3–

Meerbasische zuren dissociëren stapsgewijs. Waterstofsulfidezuur dissocieert bijvoorbeeld stapsgewijs:

H2S « H+ + HS– (eerste fase)

HS– « H+ + S2– (tweede trap)

De dissociatie van meerbasische zuren vindt voornamelijk in de eerste stap plaats. Dit wordt verklaard door het feit dat de energie die nodig is om een ion van een neutraal molecuul te scheiden minimaal is en groter wordt bij dissociatie bij elke volgende stap.

Redenen worden elektrolyten genoemd die in oplossing dissociëren en alleen hydroxide-ionen als anionen vormen. Bijvoorbeeld,

NaOH ® Na+ + OH–

Polyzuurbasen dissociëren stapsgewijs

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (eerste fase)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (tweede fase)

De stapsgewijze dissociatie van zuren en basen verklaart de vorming van zure en basische zouten.

Er zijn elektrolyten die zowel basisch als zuur dissociëren. Ze heten amfoteer.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Amfotericiteit wordt verklaard door het kleine verschil in de sterkte van de R – H- en O – H-bindingen.

Amfotere elektrolyten omvatten water, zinkhydroxiden, aluminium, chroom (III), tin (II, IV), lood (II, IV), enz.

De dissociatie van een amfoteer hydroxide, bijvoorbeeld Sn(OH)2, kan worden uitgedrukt door de vergelijking:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O ¯ basiseigenschappen

2H+ + 2–

zure eigenschappen

Zouten worden elektrolyten genoemd, die bij dissociatie metaalkationen vormen, of complexe kationen, en anionen van zuurresten, of complexe anionen.

Mediumzouten, oplosbaar in water, dissociëren vrijwel volledig

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Zure zouten dissociëren stapsgewijs, bijvoorbeeld:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (eerste fase)

De anionen van zure zouten dissociëren vervolgens enigszins:

HCO3– « H+ + CO32– (tweede fase)

De dissociatie van een basisch zout kan worden uitgedrukt door de vergelijking

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (eerste fase)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (tweede trap)

De kationen van de belangrijkste zouten dissociëren in de tweede fase in onbeduidende mate.

Dubbelzouten zijn elektrolyten die, wanneer ze worden gedissocieerd, twee soorten metaalkationen vormen. Bijvoorbeeld

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Complexe zouten zijn elektrolyten waarvan de dissociatie twee soorten ionen produceert: eenvoudig en complex. Bijvoorbeeld:

Na2 « 2Na+ + 2–

Een kwantitatief kenmerk van elektrolytische dissociatie is mate van dissociatieA, gelijk aan de verhouding van het aantal in ionen uiteengevallen moleculen (n) tot het totale aantal opgeloste moleculen (N)

De mate van dissociatie wordt uitgedrukt in fracties van een eenheid of percentage.

Afhankelijk van de mate van dissociatie zijn alle elektrolyten verdeeld in sterke (a>30%), zwakke (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Sterke elektrolyten Wanneer ze in water worden opgelost, dissociëren ze volledig in ionen. Deze omvatten:

	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4
Redenen	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
	oplosbaar in water (bijlage, tabel 2)