Løselig i vann - alkalier er uløselige i vann. Baser er komplekse forbindelser som ved dissosiasjon kun danner hydroksidioner som anioner, kun hydroksidioner som anioner.

Kvantemekanisk Bohr-modell av N-atomet. Kvantetall. Konseptet med en elektronorbital.

Det er for tiden to modeller av atomet: Bohr modell(klassisk) og kvantemekanisk. Den første modellen er ikke egnet for å beskrive atomer med en kompleks struktur. Den andre modellen beskriver enhver atomstruktur.

Elektroner i et atom beveger seg i visse (stasjonære) elektronbaner rundt atomkjernen. Hver slik bane for et elektron kalles et energinivå. Når et elektron beveger seg fra en bane til en annen, frigjør eller absorberer elektronene energi.

Energien til et elektron avhenger av radiusen til dets bane. Elektronet som er i banen nærmest kjernen har minimumsenergien. Når et energikvante absorberes, beveger elektronet seg til en bane med høyere energi (eksitert tilstand). Og omvendt, når man beveger seg fra et høyt energinivå til et lavere, avgir (avgir) et elektron et kvantum av energi. Et eksempel på strukturen til hydrogenatomet ifølge Bohr.

Konseptet med elektronorbital og kvantetall

E elektronskyer er områder der et elektron befinner seg rundt kjernen til et atom.

Elektronorbital er området i rommet rundt kjernen til et atom med høyest sannsynlighet for å inneholde et elektron (høyeste tetthet - 90%).

Tilstanden til et elektron i et atom beskrives ved hjelp av 4 tall, som kalles kvantetall:

Hovedkvantenummer n

Beskriver: gjennomsnittlig avstand fra orbital til kjernen; energitilstanden til elektronet i atomet.

Jo større verdien av n er, jo høyere er energien til elektronet og jo større er elektronskyen.

Syrer, baser, salter i lys av TED. Trinn-dissosiasjon.

Ved hjelp av teorien om elektrolytisk dissosiasjon definerer og beskriver de egenskapene til syrer, baser og salter.

Syrer er elektrolytter hvis dissosiasjon produserer bare hydrogenkationer som kationer.

For eksempel:

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

Basiciteten til en syre bestemmes av antall hydrogenkationer som dannes under dissosiasjon. Så, HCl, HNO 3, - monobasiske syrer - ett hydrogenkation dannes; H 2 S, H 2 SO 4 er dibasiske, og H 3 PO 4 er tribasiske, siden det dannes henholdsvis to og tre hydrogenkationer.

Dibasiske og flerbasiske syrer dissosieres trinnvis (gradvis). For eksempel:

H 3 PO 4 = H + + H 2 PO 4 - (første trinn)

H 2 PO 4 - =H + + HPO 4 2- (andre trinn)

HPO 4 2- =H + + PO 4 3- (tredje trinn)

Baser er elektrolytter hvis dissosiasjon produserer bare hydroksylioner som anioner.

For eksempel:

KOH=K + +OH - ;NH4OH=NH4 + +OH -

Baser som er løselige i vann kalles alkalier. Det er ikke mange av dem. Dette er basene til alkali- og jordalkalimetaller:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, etc.

De fleste baser er lett løselige i vann.

Surheten til en base bestemmes av antall hydroksylgrupper (hydroksygrupper). For eksempel er NH 4 OH en en-syre base, Ca(OH) 2 er en to-syre base, Fe(OH) 3 er en tre-syre base, etc. To- og polysyrebaser dissosieres trinnvis:

Ca(OH) 2 =Ca(OH) + +OH - (første trinn)

Ca(OH) + =Ca 2+ +OH - (andre trinn)

Salter er elektrolytter hvis dissosiasjon produserer metallkationer (samt ammoniumkationer NH 4+) og anioner av sure rester.

For eksempel:

(NH4)2S04 = 2NH4+ + SO42-; Na 3 PO4 = 3 Na + + PO 4 3-

Dette er hvordan middels salter dissosierer. Sure og basiske salter dissosieres trinnvis.

KHSO 4 = K + + HSO 4 -

HSO 4 - = H + + SO 4 2-

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

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

Relatert informasjon:

Bruttonasjonalprodukt (BNP) - lik BNP, men inkluderer kun varer og tjenester produsert innenfor nasjonale grenser (inkludert av utenlandske foretak).

Årsaker: klassifisering, egenskaper basert på konseptene til teorien om elektrolytisk dissosiasjon. Praktisk bruk.

Baser er komplekse stoffer som inneholder metallatomer (eller en ammoniumgruppe NH 4) koblet til en eller flere hydroksylgrupper (OH).

Generelt kan baser representeres med formelen: Me(OH)n.

Fra synspunktet til teorien om elektrolytisk dissosiasjon(TED), baser er elektrolytter hvis dissosiasjon produserer bare hydroksydanioner (OH –) som anioner. For eksempel, NaOH = Na + + OH – .

Klassifisering. BASER

Løselig i vann - alkalier uløselig i vann

For eksempel, for eksempel,

NaOH – natriumhydroksid Cu(OH) 2 – kobber(II)hydroksid

Ca(OH) 2 – kalsiumhydroksid Fe(OH) 3 – jern(III)hydroksid

NH 4 OH – ammoniumhydroksid

Fysiske egenskaper. Nesten alle baser er faste stoffer. De er løselige i vann (alkali) og uløselige. Kobber(II)hydroksid Cu(OH) 2 er blått, jern(III)hydroksid Fe(OH) 3 er brunt, de fleste andre er hvite. Alkaliløsninger føles såpeaktige å ta på.

Kjemiske egenskaper.

Løselige baser - alkalier	Uløselige baser (de fleste av dem)
1. Endre fargen på indikatoren: rød lakmus - blå, fargeløs fenolftalein - crimson.	---–– Indikatorer påvirkes ikke.
2. Reager med syrer (nøytraliseringsreaksjon). Base + syre = salt + vann 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2H 2 O I ionisk form: 2K + + 2OH – +2H + + SO 4 2– = 2K + + SO 4 2– + 2H 2 O 2H + + 2OH – = 2H 2 O	1. Reager med syrer: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Base + syre = salt + vann.
3. Reager med saltløsninger: alkali + salt = nytt. alkali + ny salt (tilstand: dannelse av bunnfall ↓eller gass). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH I ionisk form: Ba 2+ + 2OH – + 2Na + + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2Na + +2OH – Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Ved oppvarming spaltes de til oksid og vann. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Reaksjoner med saltløsninger er ikke typiske.
4. Reager med sure oksider: alkali + syreoksid = salt + vann 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O I ionisk form: 2Na + + 2OH – + CO 2 = 2Na + + CO 3 2– + H 2 O 2OH – + CO 2 = CO 3 2– + H 2 O	Reaksjoner med sure oksider er ikke typiske.
5. Reager med fett for å danne såpe.	De reagerer ikke med fett.

	\|	neste forelesning ==>

I kjemiens magiske verden er enhver transformasjon mulig. For eksempel kan du få et trygt stoff som ofte brukes i hverdagen fra flere farlige. En slik vekselvirkning av grunnstoffer, som resulterer i et homogent system der alle reagerende stoffer brytes ned til molekyler, atomer og ioner, kalles løselighet. For å forstå mekanismen for interaksjon av stoffer, er det verdt å være oppmerksom på løselighetstabell.

I kontakt med

Klassekamerater

En tabell som viser graden av løselighet er et av hjelpemidlene for å studere kjemi. De som lærer naturfag husker kanskje ikke alltid hvordan visse stoffer løses opp, så du bør alltid ha et bord tilgjengelig.

Det hjelper med å løse kjemiske ligninger som involverer ioniske reaksjoner. Hvis resultatet er et uløselig stoff, er reaksjonen mulig. Det er flere alternativer:

Stoffet er svært løselig;
Lite løselig;
Praktisk talt uløselig;
Uløselig;
Hydraliserer og eksisterer ikke i kontakt med vann;
Eksisterer ikke.

Elektrolytter

Dette er løsninger eller legeringer som leder elektrisk strøm. Deres elektriske ledningsevne forklares av mobiliteten til ioner. Elektrolytter kan deles inn i 2 grupper:

Sterk. De oppløses fullstendig, uavhengig av konsentrasjonsgraden til løsningen.
Svak. Dissosiasjon er delvis og avhenger av konsentrasjon. Avtar ved høye konsentrasjoner.

Under oppløsning dissosierer elektrolytter til ioner med forskjellige ladninger: positive og negative. Når de utsettes for strøm, rettes positive ioner mot katoden, mens negative ioner rettes mot anoden. Katoden er en positiv ladning, anoden er en negativ ladning. Som et resultat oppstår ionebevegelse.

Samtidig med dissosiasjon skjer den motsatte prosessen - kombinasjonen av ioner til molekyler. Syrer er elektrolytter hvis nedbrytning produserer et kation - et hydrogenion. Baser - anioner - er hydroksidioner. Alkalier er baser som løses opp i vann. Elektrolytter som er i stand til å danne både kationer og anioner kalles amfotere.

Ioner

Dette er en partikkel der det er flere protoner eller elektroner, det vil bli kalt et anion eller kation, avhengig av hva som er mer: protoner eller elektroner. Som uavhengige partikler finnes de i mange aggregeringstilstander: gasser, væsker, krystaller og plasma. Konseptet og navnet ble introdusert i bruk av Michael Faraday i 1834. Han studerte effekten av elektrisitet på løsninger av syrer, alkalier og salter.

Enkle ioner bærer en kjerne og elektroner. Kjernen utgjør nesten hele atommassen og består av protoner og nøytroner. Antall protoner sammenfaller med atomnummeret i det periodiske systemet og ladningen til kjernen. Ionet har ingen bestemte grenser på grunn av elektronenes bølgebevegelse, så det er umulig å måle størrelsen deres.

Å fjerne et elektron fra et atom krever i sin tur energiforbruk. Det kalles ioniseringsenergi. Når et elektron tilsettes, frigjøres energi.

Kationer

Dette er partikler som har en positiv ladning. De kan ha forskjellige mengder ladning, for eksempel: Ca2+ er et dobbeltladet kation, Na+ er et enkeltladet kation. De migrerer til den negative katoden i et elektrisk felt.

Anioner

Dette er elementer som har en negativ ladning. Den har også forskjellige mengder ladning, for eksempel er CL- et enkeltladet ion, SO42- er et dobbeltladet ion. Slike grunnstoffer finnes i stoffer som har et ionisk krystallgitter, i bordsalt og mange organiske forbindelser.

Natrium. Alkalimetall. Ved å gi fra seg ett elektron som befinner seg i det ytre energinivået, vil atomet bli til et positivt kation.
Klor. Et atom av dette elementet tar ett elektron til det siste energinivået, det vil bli til et negativt kloridanion.
Salt. Natriumatomet gir et elektron til klor, som et resultat av at natriumkationen i krystallgitteret er omgitt av seks kloranioner og omvendt. Som et resultat av denne reaksjonen dannes et natriumkation og et kloranion. På grunn av gjensidig tiltrekning dannes natriumklorid. En sterk ionisk binding dannes mellom dem. Salter er krystallinske forbindelser med ioniske bindinger.
Syrerester. Det er et negativt ladet ion som finnes i en kompleks uorganisk forbindelse. Det finnes i syre- og saltformler og vises vanligvis etter kationen. Nesten alle slike rester har sin egen syre, for eksempel SO4 - fra svovelsyre. Syrer av noen rester eksisterer ikke og er skrevet formelt, men de danner salter: fosfition.

Kjemi er en vitenskap hvor det er mulig å skape nesten hvilket som helst mirakel.

Nedbrytningen av elektrolyttmolekyler til ioner under påvirkning av polare løsemiddelmolekyler kalles elektrolytisk dissosiasjon. Stoffer hvis vandige løsninger eller smelter leder elektrisk strøm kalles elektrolytter.

Disse inkluderer vann, syrer, baser og salter. Når de er oppløst i vann, dissosieres elektrolyttmolekyler til positive ioner - kationer og negativ - anioner. Prosessen med elektrolytisk dissosiasjon er forårsaket av interaksjonen av stoffer med vann eller et annet løsningsmiddel, noe som fører til dannelse av hydratiserte ioner.

Dermed danner et hydrogenion et hydroniumion:

H+ + H2O « H3O+.

For å forenkle skrives hydroniumionet uten å indikere vannmolekyler, det vil si H+.

NaCl + nH2O® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,

eller oppføringen godtas: NaCl « Na+ + Cl–.

Dissosiasjon av syrer, baser, salter

Syrer kalles elektrolytter, ved dissosiasjon av hvilke bare hydrogenkationer dannes som kationer. For eksempel,

HNO3 « H+ + NO3–

Flerbasiske syrer dissosieres trinnvis. For eksempel dissosierer hydrogensulfidsyre trinnvis:

H2S « H+ + HS– (første trinn)

HS– « H+ + S2– (andre trinn)

Dissosiasjonen av polybasiske syrer skjer hovedsakelig i det første trinnet. Dette forklares med det faktum at energien som må brukes for å skille et ion fra et nøytralt molekyl er minimal og blir større med dissosiasjon ved hvert påfølgende trinn.

Grunner kalles elektrolytter som dissosierer i løsning og danner kun hydroksidioner som anioner. For eksempel,

NaOH® Na+ + OH–

Polysyrebaser dissosieres trinnvis

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (første trinn)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (andre trinn)

Den trinnvise dissosiasjonen av syrer og baser forklarer dannelsen av sure og basiske salter.

Det er elektrolytter som dissosierer som både basiske og sure. De heter amfoterisk.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Amfoterisitet forklares med den lille forskjellen i styrken til R–H- og O–H-bindingene.

Amfotere elektrolytter inkluderer vann, hydroksider av sink, aluminium, krom (III), tinn (II, IV), bly (II, IV), etc.

Dissosiasjonen av et amfotert hydroksid, for eksempel Sn(OH)2, kan uttrykkes ved ligningen:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O ¯ grunnleggende egenskaper

2H+ + 2–

syreegenskaper

Salter kalles elektrolytter, som ved dissosiasjon danner metallkationer, eller komplekse kationer, og anioner av syrerester, eller komplekse anioner.

Middels salter, løselige i vann, dissosieres nesten fullstendig

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Syresalter dissosieres trinnvis, for eksempel:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (første trinn)

Anionene til sure salter dissosieres deretter litt:

HCO3– « H+ + CO32– (andre trinn)

Dissosiasjonen av et basisk salt kan uttrykkes ved ligningen

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (første trinn)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (andre trinn)

Kationene til hovedsaltene dissosieres i det andre trinnet i ubetydelig grad.

Dobbeltsalter er elektrolytter som, når de dissosieres, danner to typer metallkationer. For eksempel

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Komplekse salter er elektrolytter, hvis dissosiasjon produserer to typer ioner: enkle og komplekse. For eksempel:

Na2 « 2Na+ + 2–

En kvantitativ egenskap ved elektrolytisk dissosiasjon er grad av dissosiasjonen, lik forholdet mellom antall molekyler desintegrert til ioner (n) og totalt antall oppløste molekyler (N)

Graden av dissosiasjon uttrykkes i brøkdeler av en enhet eller prosent.

I henhold til graden av dissosiasjon er alle elektrolytter delt inn i sterke (a>30%), svake (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Sterke elektrolytter Når de er oppløst i vann, dissosieres de fullstendig til ioner. Disse inkluderer:

	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4
Grunner	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
	løselig i vann (vedlegg, tabell 2)