Розчинні у воді – луги нерозчинні у воді. Підставами називаються комплексні сполуки, які при дисоціації утворюють як аніони тільки гідроксид-іони Як аніони тільки іони він

Квантово-механічна модель Бора атома Н. Квантові числа. Концепція електронної орбіталі.

На даний момент існують дві моделі атома: модель Бора(класична) та квантово-механічна. Перша модель не підходить для опису атомів із складною структурою. Друга модель визначає будь-яку структуру атома.

Електрони в атомі рухаються певними (стаціонарними) електронними орбітами навколо ядра атома. Кожна така орбіта для електрона одержала назву енергетичний рівень. При переході електрона з однієї орбіти в іншу електрони виділяють чи поглинають енергію.

Енергія електрона залежить від радіусу його орбіти. Мінімальна енергія у електрона, що знаходиться на найближчій до ядра орбіті. При поглинанні кванта енергії електрон переходить на орбіту з вищою енергією (збуджений стан). І навпаки, при переході з високого енергетичного рівня на нижчий – електрон віддає (випромінює) квант енергії. Приклад будівлі атома водню по Бору.

Поняття про електронну орбіталь і квантові числа

Еелектронні хмари – області перебування електрона довкола ядра атома.

Електронна орбіталь - область простору навколо ядра атома з найбільшою ймовірністю перебування електрона (максимальна щільність-90%).

Стан електрона в атомі описують за допомогою 4 чисел, які називають квантовими:

Головне квантове число n

Описує: середня відстань від орбіталі до ядра; енергетичний стан електрона в атомі.

Чим більше значення n, тим вища енергія електрона і більший розмір електронної хмари.

Кислоти, основи, солі у світлі ТЕД. Ступінчаста дисоціація.

За допомогою теорії електролітичної дисоціації дають визначення та описують властивості кислот, основ та солей.

Кислотами називаються електроліти, при дисоціації яких як катіони утворюються тільки катіони водню.

Наприклад:

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

Основність кислоти визначається числом катіонів водню, що утворюються під час дисоціації. Так, HCl, HNO 3 - одноосновні кислоти - утворюється один катіон водню; H 2 S,H 2 SO 4 - двоосновні, а H 3 PO 4 - триосновні, так як утворюються відповідно два і три катіони водню.

Дво- та багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто (поступово). Наприклад:

H 3 PO 4 =H + +H 2 PO 4 - (перший ступінь)

H 2 PO 4 - =H + +HPO 4 2- (другий ступінь)

HPO 4 2- =H + +PO 4 3- (третій ступінь)

Підставами називаються електроліти, при дисоціації яких як аніони утворюються лише гідроксил-іони.

Наприклад:

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

Підстави, розчинні у питній воді, називаються лугами. Їх небагато. Це основи лужних та лужноземельних металів:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH і т.д.

Більшість підстав у воді малорозчинні.

Кислотність основи визначається числом його гідроксильних груп (гідроксогруп). Наприклад, NH 4 OH-однокислотна основа, Ca(OH) 2 - двокислотна основа, Fe(OH) 3 - трикислотна основа і т.д. Дво- та багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто:

Ca(OH) 2 =Ca(OH) + +OH - (перший ступінь)

Ca(OH) + =Ca 2+ +OH - (другий ступінь)

Солями називаються електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів (а також катіону амонію NH 4+) та аніони кислотних залишків.

Наприклад:

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

Так дисоціюють середні солі. Кислі і основні солі дисоціюють ступінчасто.

KHSO 4 = K + + HSO 4 -

HSO 4 - = H + + SO 4 2-

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

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

Схожа інформація:

Gross domestic product (GDP) – схожий на ВНП, але включає лише товари та послуги, вироблені в межах національних кордонів (у тому числі іноземними підприємствами).

Підстави: класифікація, властивості на основі уявлень теорії електролітичної дисоціації. Практичне застосування.

Підстави - це складні речовини, до складу яких входять атоми металів (або група амонію NH 4), з'єднані з однією або декількома гідроксильними групами (ОН).

У загальному вигляді основи можна подати формулою: Ме(ОН)n.

З погляду теорії електролітичної дисоціації(ТЕД), основи – це електроліти, при дисоціації яких як аніони виходять лише гідроксид-аніони (OH –). Наприклад, NaOH = Na + + OH – .

Класифікація.ПІДСТАВИ

Розчинні у воді – луги нерозчинні у воді

Наприклад, наприклад,

NaOH – гідроксид натрію Cu(OH) 2 – гідроксид міді (II)

Ca(OH) 2 – гідроксид кальцію Fe(OH) 3 – гідроксид заліза (III)

NH 4 OH – гідроксид амонію

Фізичні властивості. Майже всі основи – тверді речовини. Вони бувають розчинні у воді (луги) та нерозчинні. Гідроксид міді (II) Cu(OH) 2 блакитного кольору, гідроксид заліза (III) Fe(OH) 3 бурого кольору, більшість інших – білого кольору. Розчини лугів мильні на дотик.

Хімічні властивості.

Розчинні основи – луги	Нерозчинні основи (їх більшість)
1. Змінюють забарвлення індикатора: червоного лакмусу – у синій колір, безбарвного фенол-фталеїну – у малиновий.	---–– На індикатори не діють.
2.Реагують з кислотами (реакція нейтралізації). Основа + кислота = сіль + вода 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2H 2 O В іонному вигляді: 2K + + 2OH – +2H + + SO 4 2– = 2K + + SO 4 2– + 2H 2 O 2H + + 2OH – = 2H 2 O	1. Реагують із кислотами: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Основа + кислота = сіль + вода.
3.Реагують з розчинами солей: луг + сіль = новий. луг + новий. сіль (умова: утворення осаду або газу). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH В іонному вигляді: Ba 2+ + 2OH – + 2Na + + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2Na + +2OH – Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Розкладаються при нагріванні на оксид та воду. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Реакції із розчинами солей не характерні.
4.Реагують з кислотними оксидами: луг + кислотний оксид = сіль + вода 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O В іонному вигляді: 2Na + + 2OH – + CO 2 = 2Na + + CO 3 2– + H 2 O 2OH – + CO 2 = CO 3 2– + H 2 O	Реакції із кислотними оксидами не характерні.
5. Реагують із жирами з утворенням мила.	Із жирами не реагують.

	\|	наступна лекція ==>

У чарівному світі хімії можливе будь-яке перетворення. Наприклад, можна отримати безпечну речовину, якою часто користуються у побуті, із кількох небезпечних. Подібна взаємодія елементів, в результаті якого виходить однорідна система, в якій всі речовини, що вступають у реакцію, розпадаються на молекули, атоми та іони називається розчинність. Щоб розібратися з механізмом взаємодії речовин, варто звернути увагу на таблицю розчинності.

Однокласники

Таблиця, в якій показано ступінь розчинності, є одним із посібників для вивчення хімії. Ті, хто осягають науку, не можуть запам'ятати, як певні речовини розчиняються, тому під рукою завжди слід мати таблицю.

Вона допомагає під час вирішення хімічних рівнянь, де беруть участь іонні реакції. Якщо результатом буде отримання нерозчинної речовини, реакція можлива. Існує кілька варіантів:

Речовина добре розчиняється;
Малорозчинно;
Практично не розчиняється;
Нерозчинний;
Гідралізується та не існує в контакті з водою;
Немає.

Електроліти

Це розчини чи сплави, які проводять електричний струм. Електропровідність їх пояснюється мобільністю іонів. Електроліти можна розділити на 2 групи:

Сильні. Розчиняються повністю, незалежно від рівня концентрації розчину.
Слабкі. Дисоціація відбувається частково, залежить від концентрації. Зменшується при великій концентрації.

Під час розчинення електроліти дисоціюють на іони, що мають різний заряд: позитивні і негативні. При вплив струму позитивні іони спрямовуються у бік катода, тоді як негативні убік анода. Катод – позитивний заряд, анод – негативний. У результаті відбувається рух іонів.

Поруч із дисоціацією проходить протилежний процес – з'єднання іонів у молекули. Кислоти – це електроліти, при розпаді яких утворюється катіон – іон водню. Підстави – аніони – це гідроксид іони. Луги – це основи, які розчиняються у воді. Електроліти, які здатні утворювати і катіони та аніони, називаються амфотерними.

Іони

Це така частка, в якій більше протонів чи електронів, він називатиметься аніон чи катіон, залежно від того, чого більше: протонів чи електронів. Як самостійні частинки вони зустрічаються в багатьох агрегатних станах: газах, рідинах, кристалах і в плазмі. Поняття та назва ввів у вжиток Майкл Фарадей у 1834 році. Він вивчав вплив електрики на розчини кислот, лугів та солей.

Прості іони несуть у собі ядро і електрони. Ядро становить майже всю атомну масу і складається з протонів та нейтронів. Кількість протонів збігається з порядковим номером атома в періодичній системі та зарядом ядра. Іон не має певних меж через хвильовий рух електронів, тому неможливо виміряти їх розміри.

Відрив електрона від атома вимагає, своєю чергою, витрат енергії. Вона називається енергія іонізації. Коли приєднується електрон, відбувається виділення енергії.

Катіони

Це частки, що мають позитивний заряд. Можуть мати різну величину заряду, наприклад Са2+ — двозарядний катіон, Na+ — однозарядний катіон. Мігрують до негативного катода в електричному полі.

Аніони

Це елементи, які мають негативний заряд. А також має різну кількість величини зарядів, наприклад, CL - однозарядний іон, SO42 - двозарядний іон. Такі елементи входять до складу речовин, що мають іонні кристалічні грати, в кухонній солі і багатьох органічних сполуках.

Натрій. Лужний метал. Віддавши один електрон, що знаходиться на зовнішньому енергетичному рівні, атом перетвориться на позитивний катіон.
Хлор. Атом цього елемента приймає на останній енергетичний рівень один електрон, він перетвориться на негативний хлорид аніон.
Поварена сіль. Атом натрію віддає електрон хлору, внаслідок цього в кристалічній решітці катіон натрію оточений шістьма аніонами хлору і навпаки. В результаті такої реакції утворюється катіон натрію та аніон хлору. Завдяки взаємному тяжінню формується хлорид натрію. Між ними утворюється міцний іонний зв'язок. Солі - це кристалічні сполуки з іонним зв'язком.
Кислотний залишок. Це негативно заряджений іон, що у складному неорганічному соединении. Він зустрічається у формулах кислот та солей, стоїть зазвичай після катіону. Практично всім таких залишків є своя кислота, наприклад, SO4 – від сірчаної кислоти. Кислот деяких залишків немає, і їх записують формально, але вони утворюють солі: фосфіт іон.

Хімія – наука, де можна творити майже будь-які дива.

Розпад молекул електроліту на іони під дією полярних молекул розчинника називається електролітичної дисоціацією. Речовини, водні розчини або розплави яких проводять електричний струм, називають електролітами.

До них відносяться вода, кислоти, основи та солі. При розчиненні у воді молекули електролітів дисоціюють на позитивні іони катіонита негативні – аніони. Процес електролітичної дисоціації обумовлений взаємодією речовин з водою або іншим розчинником, що призводить до утворення гідратованих іонів.

Так, іон водню утворює іон гідроксонію:

Н+ + Н2О «Н3О+.

Для спрощення іон гідроксонію записують без вказівки молекул води, тобто Н+.

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

або прийнято запис: NaCl « Na+ + Cl–.

Дисоціація кислот, основ, солей

Кислотаминазиваються електроліти, при дисоціації яких як катіони утворюються лише катіони водню. Наприклад,

HNO3 « H+ + NO3-

Багатоосновні кислоти дисоціюють східчасто. Наприклад сірководнева кислота дисоціює ступінчасто:

H2S « H+ + HS– (перший ступінь)

HS– «H+ + S2– (другий ступінь)

Дисоціація багатоосновних кислот протікає, головним чином, першим щаблем. Це пояснюється тим, що енергія, яку потрібно витратити для відриву іона від нейтральної молекули, мінімальна і стає більшою при дисоціації за кожним наступним ступенем.

Підставаминазиваються електроліти, що дисоціюють у розчині, які як аніони утворюють тільки гідроксид-іони. Наприклад,

NaOH ® Na+ + OH–

Багатокислотні основи дисоціюють східчасто

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (перший ступінь)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (другий ступінь)

Ступінчаста дисоціація кислот і основ пояснює утворення кислих та основних солей.

Існують електроліти, які дисоціюють одночасно як основні та як кислотні. Вони називаються амфотерними.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Амфотерність пояснюється малою відмінністю міцності зв'язків R–H та О–Н.

До амфотерних електролітів належать вода, гідроксиди цинку, алюмінію, хрому (III), олова (II, IV), свинцю (II, IV) та ін.

Дисоціацію амфотерного гідроксиду, наприклад Sn(OH)2, можна виразити рівнянням:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O ¯ основні властивості

2H+ + 2–

кислотні властивості

Соляминазивають електроліти, які при дисоціації утворюють катіони металів, або комплексні катіони, і аніони кислотних залишків, або комплексні аніони.

Середні солі, що розчиняються у воді, дисоціюють практично повністю

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Кислі солі дисоціюють східчасто, наприклад:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (перший ступінь)

Аніони кислих солей надалі дисоціюють незначно:

HCO3– «H+ + CO32– (другий ступінь)

Дисоціацію основної солі можна виразити рівнянням

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (перший ступінь)

CuOH+ «Cu+2 + OH– (другий ступінь)

Катіони основних солей по другому ступені дисоціюють незначною мірою.

Подвійні солі – це електроліти, які при дисоціації утворюють два типи катіонів металу. Наприклад

KAl(SO4)2 K+ + Al3+ + 2SO42–.

Комплексні солі – це електроліти, при дисоціації яких утворюються два типи іонів: простий та комплексний. Наприклад:

Na2 « 2Na+ + 2–

Кількісною характеристикою електролітичної дисоціації є ступінь дисоціаціїa, що дорівнює відношенню числа молекул, що розпалися на іони (n), до загального числа розчинених молекул (N)

Ступінь дисоціації виявляється у частках одиниці чи відсотках.

За ступенем дисоціації всі електроліти діляться на сильні (>30%), слабкі (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Сильні електролітипри розчиненні у питній воді повністю дисоціюють на іони. До них відносяться:

	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4
Підстави	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
	розчинні у воді (додаток, табл.2)