Растворимые в воде – щелочи нерастворимые в воде. Основаниями называются комплексные соединения, которые при диссоциации образуют в качестве анионов только гидроксид-ионоы В качестве анионов только ионы он

Квантово-механическая модель Бора атома Н. Квантовые числа. Понятие об электронной орбитали.

В настоящий момент существуют две модели атома: модель Бора (классическая) и квантово-механическая . Первая модель не подходит для описания атомов со сложной структурой. Вторая модель описывает любую структуру атома.

Электроны в атоме движутся по определенным (стационарным) электронным орбитам вокруг ядра атома. Каждая такая орбита для электрона получила название энергетический уровень. При переходе электрона с одной орбиты на другую электроны выделяют или поглощают энергию.

Энергия электрона зависит от радиуса его орбиты. Минимальная энергия у электрона, который находится на ближайшей к ядру орбите. При поглощении кванта энергии электрон переходит на орбиту с более высокой энергией (возбужденное состояние). И наоборот, при переходе с высокого энергетического уровня на более низкий - электрон отдает (излучает) квант энергии. Пример строения атома водорода по Бору.

Понятие об электронной орбитали и квантовые числа

Э лектронные облака – области пребывания электрона вокруг ядра атома.

Электронная орбиталь – область пространства вокруг ядра атома с наибольшей вероятностью пребывания электрона (наибольшая плотность- 90%).

Состояние электрона в атоме описывают с помощью 4 чисел, которые называют квантовыми:

Главное квантовое число n

Описывает:среднее расстояние от орбитали до ядра;энергетическое состояние электрона в атоме.

Чем больше значение n, тем выше энергия электрона и больше размер электронного облака.

Кислоты, основания, соли в свете ТЭД. Ступенчатая диссоциация.

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Например:

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

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO 3 , - одноосновные кислоты – образуется один катион водорода; H 2 S,H 2 SO 4 – двухосновные, а H 3 PO 4 – трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно). Например:

H 3 PO 4 =H + +H 2 PO 4 - (первая ступень)

H 2 PO 4 - =H + +HPO 4 2- (вторая ступень)

HPO 4 2- =H + +PO 4 3- (третья ступень)

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксил-ионы.

Например:

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

Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов:

LiOH, NaOH, KOH, RbOHи т.д.

Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NH 4 OH– однокислотное основание, Ca(OH) 2 – двухкислотное основание, Fe(OH) 3 – трехкислотное основание и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(OH) 2 =Ca(OH) + +OH - (первая ступень)

Ca(OH) + =Ca 2+ +OH - (вторая ступень)

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катиона аммония NH 4 +) и анионы кислотных остатков.

Например:

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

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато.

KHSO 4 = K + + HSO 4 -

HSO 4 - = H + + SO 4 2-

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

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

Похожая информация:

Gross domestic product (GDP)) - похож на ВНП, но включает только товары и услуги, произведенные в пределах национальных границ (в том числе иностранными предприятиями).

Основания: классификация, свойства на основе представлений теории электролитической диссоциации. Практическое применение.

Основания – это сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов (или группа аммония NH 4), соединенные с одной или несколькими гидроксильными группами (ОН).

В общем виде основания можно представить формулой: Ме(ОН)n.

С точки зрения теории электролитической диссоциации (ТЭД), основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов получаются только гидроксид-анионы (OH –). Например, NaOH = Na + + OH – .

Классификация. ОСНОВАНИЯ

Растворимые в воде – щелочи нерастворимые в воде

Например, например,

NaOH – гидроксид натрия Cu(OH) 2 – гидроксид меди (II)

Ca(OH) 2 – гидроксид кальция Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III)

NH 4 OH – гидроксид аммония

Физические свойства . Почти все основания – твердые вещества. Они бывают растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые. Гидроксид меди (II) Cu(OH) 2 голубого цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 бурого цвета, большинство других – белого цвета. Растворы щелочей мыльные на ощупь.

Химические свойства .

Растворимые основания – щелочи	Нерастворимые основания (их боль- шинство)
1.Изменяют окраску индикатора: красного лакмуса – в синий цвет, бесцветного фенол- фталеина – в малиновый.	---–– На индикаторы не действуют.
2.Реагируют с кислотами (реакция нейтра- лизации). Основание + кислота = соль + вода 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2H 2 O В ионном виде: 2K + + 2OH – +2H + + SO 4 2– = 2K + + SO 4 2– + 2H 2 O 2H + + 2OH – = 2H 2 O	1. Реагируют с кислотами: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Основание + кислота = соль + вода.
3.Реагируют с растворами солей: щелочь + соль = нов. щелочь + нов. соль (условие: образование осадка ↓или газа ). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH В ионном виде: Ba 2+ + 2OH – + 2Na + + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2Na + +2OH – Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Разлагаются при нагревании на оксид и воду. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Реакции с растворами солей не характерны.
4.Реагируют с кислотными оксидами: щелочь + кислотный оксид = соль + вода 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O В ионном виде: 2Na + + 2OH – + CO 2 = 2Na + + CO 3 2– + H 2 O 2OH – + CO 2 = CO 3 2– + H 2 O	Реакции с кислотными оксидами не характерны.
5. Реагируют с жирами с образованием мыла.	С жирами не реагируют.

	\|	следующая лекция ==>

В волшебном мире химии возможно любое превращение. Например, можно получить безопасное вещество, которым часто пользуются в быту, из нескольких опасных. Подобное взаимодействие элементов, в результате которого получается однородная система, в которой все вещества, вступающие в реакцию, распадаются на молекулы, атомы и ионы, называется растворимость. Для того чтобы разобраться с механизмом взаимодействия веществ, стоит обратить внимание на таблицу растворимости .

Вконтакте

Одноклассники

Таблица, в которой показана степень растворимости, является одним из пособий для изучения химии. Те, кто постигают науку, не всегда могут запомнить, как определённые вещества растворяются, поэтому под рукой всегда следует иметь таблицу.

Она помогает при решении химических уравнений, где участвуют ионные реакции. Если результатом будет получение нерастворимого вещества, то реакция возможна. Существует несколько вариантов:

Вещество хорошо растворяется;
Малорастворимо;
Практически не растворяется;
Нерастворимо;
Гидрализуется и не существует в контакте с водой;
Не существует.

Электролиты

Это растворы или сплавы, проводящие электрический ток. Электропроводность их объясняется мобильностью ионов. Электролиты можно поделить на 2 группы :

Сильные. Растворяются полностью, независимо от степени концентрации раствора.
Слабые. Диссоциация проходит частично, зависит от концентрации. Уменьшается при большой концентрации.

Во время растворения электролиты диссоциируют на имеющие разный заряд ионы: положительные и отрицательные. При воздействии тока положительные ионы направляются в сторону катода, тогда как отрицательные в сторону анода. Катод – положительный заряд, анод – отрицательный. В итоге происходит движение ионов.

Одновременно с диссоциацией проходит противоположный процесс – соединение ионов в молекулы. Кислоты – это такие электролиты, при распаде которых образуется катион – ион водорода. Основания – анионы – это гидроксид ионы. Щелочи – это основания, которые растворяются в воде. Электролиты, которые способны образовывать и катионы и анионы, называются амфотерными.

Ионы

Это такая частица, в которой больше протонов или электронов, он будет называться анион или катион, в зависимости от того, чего больше: протонов или электронов. В качестве самостоятельных частиц они встречаются во многих агрегатных состояниях: газах, жидкостях, кристаллах и в плазме. Понятие и название ввёл в обиход Майкл Фарадей в 1834 году. Он изучал воздействие электричества на растворы кислот, щелочей и солей.

Простые ионы несут на себе ядро и электроны. Ядро составляет почти всю атомную массу и состоит из протонов и нейтронов. Количество протонов совпадает с порядковым номером атома в периодической системе и зарядом ядра. Ион не имеет определённых границ из-за волнового движения электронов, поэтому невозможно измерить их размеры.

Отрыв электрона от атома требует, в свою очередь, затрат энергии. Она называется энергия ионизации. Когда присоединяется электрон, происходит выделение энергии.

Катионы

Это частицы, носящие положительный заряд. Могут иметь разную величину заряда, например: Са2+ — двузарядный катион, Na+ — однозарядный катион. Мигрируют к отрицательному катоду в электрическом поле.

Анионы

Это элементы, имеющие отрицательный заряд. А также обладает различным количеством величины зарядов, например, CL- — однозарядный ион, SO42- — двухзарядный ион. Такие элементы входят в состав веществ, обладающих ионной кристаллической решёткой, в поваренной соли и многих органических соединениях.

Натрий . Щелочной металл. Отдав один электрон, находящийся на внешнем энергетическом уровне, атом превратится в положительный катион.
Хлор . Атом этого элемента принимает на последний энергетический уровень один электрон, он превратится в отрицательный хлорид анион.
Поваренная соль . Атом натрия отдаёт электрон хлору, вследствие этого в кристаллической решётке катион натрия окружён шестью анионами хлора и наоборот. В результате такой реакции образуется катион натрия и анион хлора. Благодаря взаимному притяжению формируется хлорид натрия. Между ними образуется прочная ионная связь. Соли — это кристаллические соединения с ионной связью.
Кислотный остаток . Это отрицательно заряженный ион, находящийся в сложном неорганическом соединении. Он встречается в формулах кислот и солей, стоит обычно после катиона. Практически для всех таких остатков есть своя кислота, например, SO4 – от серной кислоты. Кислот некоторых остатков не существует, и их записывают формально, но они образуют соли: фосфит ион.

Химия – наука, где возможно творить практически любые чудеса.

Распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя называется электролитической диссоциацией . Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

К ним относятся вода, кислоты, основания и соли. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительные ионы – катионы и отрицательные – анионы . Процесс электролитической диссоциации обусловлен взаимодействием веществ с водой или другим растворителем, что приводит к образованию гидратированных ионов.

Так, ион водорода образует ион гидроксония:

Н+ + Н2О « Н3О+.

Для упрощения ион гидроксония записывают без указания молекул воды, то есть Н+.

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

или принята запись: NaCl « Na+ + Cl–.

Диссоциация кислот, оснований, солей

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Например,

HNO3 « H+ + NO3–

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например сероводородная кислота диссоциирует ступенчато:

H2S « H+ + HS– (первая ступень)

HS– « H+ + S2– (вторая ступень)

Диссоциация многоосновных кислот протекает, главным образом, по первой ступени. Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона от нейтральной молекулы, минимальна и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.

Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в растворе, которые в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы. Например,

NaOH ® Na+ + OH–

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (первая ступень)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (вторая ступень)

Ступенчатая диссоциация кислот и оснований объясняет образование кислых и основных солей.

Существуют электролиты, которые диссоциируют одновременно как основные и как кислотные. Они называются амфотерными.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Амфотерность объясняется малым различием прочности связей R–H и О–Н.

К амфотерным электролитам относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III), олова (II, IV), свинца (II, IV) и др.

Диссоциацию амфотерного гидроксида, например Sn(OH)2, можно выразить уравнением:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O ¯ основные свойства

2H+ + 2–

кислотные свойства

Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов, или комплексные катионы, и анионы кислотных остатков, или комплексные анионы.

Средние соли, растворимые в воде, диссоциируют практически полностью

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Кислые соли диссоциируют ступенчато, например:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (первая ступень)

Анионы кислых солей в дальнейшем диссоциируют незначительно:

HCO3– « H+ + CO32– (вторая ступень)

Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (первая ступень)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (вторая ступень)

Катионы основных солей по второй ступени диссоциируют в незначительной степени.

Двойные соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют два типа катионов металла. Например

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Комплексные соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются два типа ионов: простой и комплексный. Например:

Na2 « 2Na+ + 2–

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации a , равная отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N)

Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах.

По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные (a>30%), слабые (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся:

	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4
Основания	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
	растворимые в воде (приложение, табл.2)