Като аниони, само oh йони се образуват при дисоциация на naoh. Разтворими във вода – алкали, неразтворими във вода

Електролит - вещество, която провежда електричествопоради дисоциацияНа йоникакво се случва в решенияИ се стопява, или движението на йони в кристални решетки твърди електролити. Примери за електролити включват водни разтвори киселини, солиИ причинии няколко кристали(Например, сребърен йодид, циркониев диоксид). Електролити - проводнициот втория вид, вещества, чиято електропроводимост се определя от подвижността на йоните.

Въз основа на степента на дисоциация всички електролити се разделят на две групи

Силни електролити- електролити, чиято степен на дисоциация в разтвори е равна на единица (т.е. те се дисоциират напълно) и не зависи от концентрацията на разтвора. Това включва по-голямата част от соли, основи, както и някои киселини (силни киселини, като: HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4).

Слаби електролити- степента на дисоциация е по-малка от единица (т.е. те не се дисоциират напълно) и намалява с увеличаване на концентрацията. Те включват вода, редица киселини (слаби киселини като HF), бази p-, d- и f-елементи.

Няма ясна граница между тези две групи; едно и също вещество може да проявява свойствата на силен електролит в един разтворител и слаб електролит в друг.

Изотоничен коефициент(Също фактор на Ван'т Хоф; обозначен с аз) е безразмерен параметър, характеризиращ поведението на вещество в разтвор. Числено е равно на съотношението на стойността на определено колигативно свойство на разтвор на дадено вещество и стойността на същото колигативно свойство на неелектролит със същата концентрация, при непроменени други параметри на системата.

Основни принципи на теорията на електролитната дисоциация

1. Електролитите при разтваряне във вода се разпадат (дисоциират) на йони – положителни и отрицателни.

2. Под въздействието на електрически ток йоните придобиват насочено движение: положително заредените частици се движат към катода, отрицателно заредените частици се движат към анода. Следователно положително заредените частици се наричат ​​катиони, а отрицателно заредените частици се наричат ​​аниони.

3. Насоченото движение възниква в резултат на привличане от техните противоположно заредени електроди (катодът е зареден отрицателно, а анодът е зареден положително).

4. Йонизацията е обратим процес: успоредно с разпадането на молекулите на йони (дисоциация) протича процесът на комбиниране на йони в молекули (асоциация).

Въз основа на теорията за електролитната дисоциация могат да се дадат следните определения за основните класове съединения:

Киселините са електролити, чиято дисоциация произвежда само водородни йони като катиони. Например,

HCl → H + + Cl -; CH 3 COOH H + + CH 3 COO - .

Основността на киселината се определя от броя на водородните катиони, които се образуват по време на дисоциацията. Така HCl, HNO 3 са едноосновни киселини, H 2 SO 4, H 2 CO 3 са двуосновни, H 3 PO 4, H 3 AsO 4 са триосновни.

Базите са електролити, чиято дисоциация произвежда само хидроксидни йони като аниони. Например,

KOH → K + + OH - , NH 4 OH NH 4 + + OH - .

Разтворимите във вода основи се наричат ​​алкали.

Киселинността на основата се определя от броя на нейните хидроксилни групи. Например KOH, NaOH са еднокиселинни основи, Ca(OH) 2 е двукиселинна, Sn(OH) 4 е четирикиселинна и т.н.

Солите са електролити, чиято дисоциация произвежда метални катиони (както и NH 4 + йон) и аниони на киселинни остатъци. Например,

CaCl 2 → Ca 2+ + 2Cl - , NaF → Na + + F - .

Електролитите, по време на дисоциацията на които, в зависимост от условията, могат едновременно да образуват както водородни катиони, така и аниони - хидроксидни йони, се наричат ​​амфотерни. Например,

H 2 OH + + OH - , Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH - , Zn(OH) 2 2H + + ZnO 2 2- или Zn(OH) 2 + 2H 2 O 2- + 2H + .

Катион- положителен заредена и той. Характеризира се с количеството положителен електрически заряд: например NH 4 + е еднократно зареден катион, Ca 2+

Двойно зареден катион. IN електрическо полекатионите преминават към отрицателни електрод - катод

Произлиза от гръцкото καθιών „спускане, слизане надолу“. Въведен термин Майкъл Фарадей V 1834 г.

Анион - атом, или молекула, електрически зарядкоето е отрицателно, което се дължи на излишък електронив сравнение с броя на положителните елементарни такси. Така анионът е отрицателно зареден и той. Анионен заряд отделени се изразява в единици елементарен отрицателен електрически заряд; Например, кл− е еднократно зареден анион, а остатъкът сярна киселина SO 4 2− е двойно зареден анион. Анионите присъстват в повечето разтвори соли, киселиниИ причини, В газове, Например, з− , както и в кристални решеткивръзки с йонна връзка, например в кристали трапезна сол, В йонни течностии в се стопявамного неорганични вещества.

Във вълшебния свят на химията всяка трансформация е възможна. Например, можете да получите безопасно вещество, което често се използва в ежедневието от няколко опасни. Такова взаимодействие на елементи, което води до хомогенна система, в която всички реагиращи вещества се разпадат на молекули, атоми и йони, се нарича разтворимост. За да разберете механизма на взаимодействие на веществата, струва си да му обърнете внимание таблица за разтворимост.

Във връзка с

Съученици

Таблица, показваща степента на разтворимост, е едно от помощните средства за изучаване на химията. Тези, които учат наука, може да не помнят винаги как се разтварят определени вещества, така че винаги трябва да имате таблица под ръка.

Помага при решаването на химични уравнения, които включват йонни реакции. Ако резултатът е неразтворимо вещество, тогава реакцията е възможна. Има няколко опции:

• Веществото е силно разтворимо;
• Слабо разтворим;
• Практически неразтворим;
• Неразтворим;
• Хидрализира и не съществува в контакт с вода;
• Не съществува.

Електролити

Това са разтвори или сплави, които провеждат електрически ток. Тяхната електропроводимост се обяснява с подвижността на йоните. Електролитите могат да бъдат разделени на 2 групи:

1. Силен. Те се разтварят напълно, независимо от степента на концентрация на разтвора.
2. слаб. Дисоциацията е частична и зависи от концентрацията. Намалява при високи концентрации.

По време на разтварянето електролитите се дисоциират на йони с различни заряди: положителни и отрицателни. Когато са изложени на ток, положителните йони са насочени към катода, докато отрицателните йони са насочени към анода. Катодът е с положителен заряд, а анодът е с отрицателен заряд. В резултат на това възниква движение на йони.

Едновременно с дисоциацията протича и обратният процес - обединяването на йони в молекули. Киселините са електролити, при чието разлагане се образува катион – водороден йон. Основите - аниони - са хидроксидни йони. Алкалите са основи, които се разтварят във вода. Електролитите, които са способни да образуват както катиони, така и аниони, се наричат ​​амфотерни.

йони

Това е частица, в която има повече протони или електрони, тя ще се нарича анион или катион, в зависимост от това какво е повече: протони или електрони. Като независими частици те се срещат в много агрегатни състояния: газове, течности, кристали и плазма. Концепцията и името са въведени в употреба от Майкъл Фарадей през 1834 г. Той изучава ефекта на електричеството върху разтвори на киселини, основи и соли.

Простите йони носят ядро ​​и електрони. Ядрото съставлява почти цялата атомна маса и се състои от протони и неутрони. Броят на протоните съвпада с атомния номер в периодичната таблица и заряда на ядрото. Йонът няма определени граници поради вълновото движение на електроните, така че е невъзможно да се измерят размерите им.

Отстраняването на електрон от атом изисква от своя страна разход на енергия. Нарича се йонизационна енергия. Когато се добави електрон, се освобождава енергия.

Катиони

Това са частици, които носят положителен заряд. Те могат да имат различно количество заряд, например: Ca2+ е двойно зареден катион, Na+ е еднозареден катион. Те мигрират към отрицателния катод в електрическо поле.

Аниони

Това са елементи, които имат отрицателен заряд. Освен това има различни количества заряд, например CL- е еднозареден йон, SO42- е двойно зареден йон. Такива елементи се намират във вещества, които имат йонна кристална решетка, в готварска сол и много органични съединения.

• Натрий. Алкален метал. Като се откаже от един електрон, разположен във външното енергийно ниво, атомът ще се превърне в положителен катион.
• хлор. Атом на този елемент отнема един електрон до последното енергийно ниво; той ще се превърне в отрицателен хлориден анион.
• Сол. Натриевият атом отдава електрон на хлора, в резултат на което в кристалната решетка натриевият катион е заобиколен от шест хлорни аниона и обратно. В резултат на тази реакция се образуват натриев катион и хлорен анион. Поради взаимно привличане се образува натриев хлорид. Между тях се образува силна йонна връзка. Солите са кристални съединения с йонни връзки.
• Киселинен остатък. Това е отрицателно зареден йон, открит в сложно неорганично съединение. Намира се в киселинни и солеви формули и обикновено се появява след катиона. Почти всички такива остатъци имат собствена киселина, например SO4 - от сярна киселина. Киселините на някои остатъци не съществуват и се пишат формално, но образуват соли: фосфитен йон.

Химията е наука, в която е възможно да се сътвори почти всяко чудо.

Киселинно-алкални свойства на органичните съединения, йонизация. Ролята на йонизацията в проявата на биологична активност

Според теорията за електролитната дисоциация на Арениус (1887), киселините са вещества, които се дисоциират във водни разтвори, за да образуват само водородни катиони H + като катиони, основите са вещества, чиято дисоциация произвежда само хидроксидни аниони OH - като аниони. Тези определения са валидни за онези реакции, които протичат във водни разтвори. В същото време бяха известни голям брой реакции, водещи до образуване на соли, но реагентите не бяха киселини и основи според теорията на Арениус. През 1923 г. са предложени две теории за киселини и основи: протолитичната теория на Брьонстед и Лоури и електронната теория на Луис.

Според протолитичната теория, киселини – Това са йони или молекули, способни да отдадат водороден катион, т.е. протонни донорни вещества . Основания – това са молекули или йони, способни да присъединят водороден катион, т.е. вещества, които са акцептори на протони или донори на двойка електрони, необходими за добавянето на протон. Според тази теория киселина и основа образуват спрегната двойка и са свързани с уравнението: киселина ↔ основа + H +.

В протолитичната теория понятията за киселини и основи се отнасят само до функцията, изпълнявана от дадено вещество в дадена реакция. Едно и също вещество, в зависимост от реакционния партньор, може да действа както като киселина, така и като основа:

Обикновено киселинността се определя по отношение на водата като основа. Количествената оценка на киселинността (киселинната сила) се извършва чрез сравняване на равновесните константи на реакциите, включващи пренос на протон от киселина към основа.

Концентрацията на водата практически не се променя, следователно, умножавайки дясната и лявата страна на това равенство по [H 2 O], получаваме следния израз:

K a – киселинна константа, Колкото по-висока е стойността на киселинната константа, толкова по-силна е киселината.На практика, за удобство, те често използват не константата на киселинността, а отрицателния десетичен логаритъм на константата на киселинността, наречен индекс на киселинност pK a = – log K a. За оцетната киселина киселинната константа K a = 1,75 · 10 -5, а индексът на киселинност pK a = 4,75. Колкото по-ниска е стойността на pKa, толкова по-силна е киселината.За по-силна мравчена киселина тези стойности са равни съответно: K a = 1,7 · 10 -4, pK a = 3,77.

Сравнителен анализ на силата на киселините (качествена оценка) се извършва чрез сравняване на стабилността на спрегнатите основи (аниони), съответстващи на киселините. Колкото по-стабилен е анионът (основата), конюгат към киселина, толкова по-силна е конюгата на киселината. Стабилността на анионите зависи от степента на делокализация на отрицателния заряд - колкото по-делокализиран е отрицателният заряд, толкова по-стабилен е анионът, толкова по-силна е спрегнатата киселина.

Степента на делокализация на отрицателния заряд зависи от следните фактори:

от природата на атома на киселинния център, т.е. върху неговата електроотрицателност и радиус (поляризираемост);

върху природата на свързания с него радикал;

върху електронната структура на аниона;

4) от влиянието на разтворителя.

Влияние на природата на атома на киселинния център

В зависимост от естеството на киселинния център се разграничават: ОН-киселини (алкохоли, феноли, карбоксилни киселини), SH-киселини (тиоли), NH-киселини (амиди, амини), СН-киселини (въглеводороди). За да разгледаме ефекта на електроотрицателността на атома на киселинния център, нека вземем съединения, в които атомите на киселинния център са свързани с едни и същи заместители: CH 4, NH 3, H 2 O. Всички атоми на киселинните центрове са разположени в в същия период електроотрицателността се увеличава от въглерода към кислорода, в същата посока има увеличаване на полярността на връзките и намаляване на силата на връзките между атомите на киселинните центрове и водородния атом. По този начин можем да кажем, че при преминаване от метан към вода способността на съединенията да елиминират водородния катион се увеличава, т.е. да бъдат донори на протони. В същото време в поредицата от възникващи аниони H 3 C - , H 2 N - , HO - тяхната стабилност се увеличава, тъй като с увеличаване на електроотрицателността на атома на киселинния център се увеличава способността му да задържа отрицателен заряд . В поредицата от съединения метан - амоняк - вода се повишават киселинните свойства. Когато се сравнява молекулата на H 2 S с тези три молекули, е необходимо да се вземе предвид не само електроотрицателността на серния атом, но и атомният радиус на сярата и поляризуемостта на този атом. По отношение на електроотрицателността сярата заема междинна позиция между въглерода и азота. Въз основа на горното разсъждение би могло да се очаква, че киселинните свойства на H 2 S ще бъдат по-изразени от тези на метана, но по-слаби от тези на амоняка. Но серният атом сред разглежданите киселинни центрове има най-голям атомен радиус (като елемент от третия период), което определя дългата дължина на връзката с водородния атом и нейната по-ниска сила. В допълнение, атомният радиус, по-голям от този на други киселинни центрове, осигурява по-голяма поляризуемост на серния атом, т.е. способността на HS аниона да диспергира електронната плътност и отрицателния заряд в по-голям обем, което увеличава стабилността на този анион в сравнение с тези, обсъдени по-горе. По този начин, тези киселини и съответните им спрегнати бази (аниони) могат да бъдат подредени в реда на увеличаване на киселинните свойства и увеличаване на стабилността на анионите:

Подобна картина се наблюдава за съединения, в които атомът на киселинния център е свързан със същия органичен радикал:

CH киселините показват най-слабите киселинни свойства, въпреки че алканите, алкените и алкините варират донякъде в киселинността.

Увеличаването на киселинността в тази серия се дължи на увеличаване на електроотрицателността на въглеродния атом по време на прехода от sp 3 - към sp хибридизация.

Ефект на заместителите, свързани с киселинния център

Електронноприемните заместители повишават киселинносттавръзки. Чрез изместване на електронната плътност към себе си, те допринасят за увеличаване на полярността и намаляване на силата на връзката между атома на киселинния център и водородния атом и улесняват отвличането на протони. Изместването на електронната плътност към електрон-оттеглящия заместител води до по-голяма делокализация на отрицателния заряд в аниона и увеличаване на неговата стабилност.

Електронодонорните заместители намаляват киселинността на съединенията,тъй като те изместват електронната плътност от себе си, което води до локализиране на отрицателен заряд върху атома на киселинния център в аниона и намаляване на неговата стабилност, увеличаване на неговата енергия, което усложнява неговото образуване.

Влияние на електронната структура на анионите

Степента на делокализация на отрицателния заряд в аниона и неговата стабилност са силно повлияни от наличието на спрегната система и проявата на мезомерния ефект. Делокализацията на отрицателния заряд по системата на конюгиране води до стабилизиране на аниона, т.е. до повишаване на киселинните свойства на молекулите.

Молекулите на карбоксилните киселини и фенола образуват по-стабилни аниони и проявяват по-силни киселинни свойства от алифатните алкохоли и тиоли, които не проявяват мезомерен ефект.

Ефект на разтворителя

Влиянието на разтворителя върху проявата на киселинните свойства на съединението може да бъде значително. Например, солната киселина, която е силна киселина във воден разтвор, практически не проявява киселинни свойства в бензенов разтвор. Водата, като ефективен йонизиращ разтворител, солватира получените йони, като по този начин ги стабилизира. Молекулите на бензена, тъй като са неполярни, не могат да причинят значителна йонизация на молекулите на хлороводорода и не могат да стабилизират получените йони чрез солватация.

В протолитичната теория на киселините и основите има два вида основи - p-база и n-база(ониеви основи).

р-бази са съединения, които осигуряват двойка електрони с p-връзка, за да образуват връзка с протон. Те включват алкени, диени и ароматни съединения. Те са много слаби бази, тъй като двойка електрони не е свободна, а образува p-връзка, т.е. принадлежи и на двата атома. За образование с-връзката с протон първо трябва да разкъса p-връзката, което изисква енергия.

n-бази (ониеви бази) –Това са молекули или йони, които осигуряват несподелена двойка p електрони за образуване на връзка с протон. Въз основа на естеството на основния център те се разделят на: амониеви бази, оксониеви бази и сулфониеви бази.

Амониеви основи –това са съединения, в които центърът на основност е азотен атом с несподелена двойка р-електрони (амини, амиди, нитрили, азотсъдържащи хетероцикли, имини и др.)

Оксониеви бази– това са съединения, в които центърът на основност е кислороден атом с несподелена двойка р-електрони (алкохоли, етери и естери, алдехиди, кетони, карбоксилни киселини и др.)

Сулфониеви основи –това са съединения, в които центърът на основност е серен атом с несподелена двойка р-електрони (тиоалкохоли, тиоестери и др.).

Силата на основа B във вода може да се оцени, като се вземе предвид равновесието:

За удобство константата на основност K B, както и константата на киселинност K a, се изразяват чрез стойността pK B, числено равна на отрицателния десетичен логаритъм на константата на основност. Колкото по-голяма е константата на основност KB и колкото по-малка е pKB, толкова по-силна е основата.

За количествено определяне на силата на основите се използва също и индексът на киселинност pK a на спрегнатата киселина BH +, означен като pK BH +:

Колкото по-ниска е стойността на K VN + и колкото по-голяма е стойността на pK VH +, толкова по-силна е основата. Стойностите на pK B във вода могат да бъдат преобразувани в pK BH + , използвайки съотношението: pK B + pK VN + = 14.

Силата на базите зависи от: 1) природата на атома на главния център - електроотрицателност и поляризуемост (от радиуса на атома); 2) от електронните ефекти на заместителите, свързани с главния център; 3) от влиянието на разтворителя.

Влияние на природата на главния централен атом

Тъй като електроотрицателността на атома на главния център се увеличава, силата на базите намалява, тъй като колкото по-голяма е електроотрицателността, толкова по-силно атомът държи своята несподелена двойка електрони и по този начин го прави по-трудно да я осигури за образуването на връзка с протон. Въз основа на това оксониеви бази са по-слаби от амониеви бази, които съдържат идентични заместители в главния център:

Сулфониевите бази, съдържащи идентични заместители в главния център, показват още по-слаби основни свойства. Серният атом, въпреки че е по-малко електроотрицателен от кислородните и азотните атоми, има по-голям атомен радиус и е по-поляризиращ, което прави по-трудно осигуряването на несподелена двойка електрони от външната обвивка за образуване на връзка с протон.

Влияние на заместители, свързани с главния център

Електронодарните заместители, премествайки електронната плътност към атома на главния център, улесняват добавянето на протон, като по този начин подобряват основните свойства. Заместителите, изтеглящи електрони, изместват електронната плътност към себе си, намаляват я в главния център, като по този начин усложняват добавянето на протон и отслабват основните свойства:

Влияние на разтворителя:

Тъй като увеличаването на силата на основата е свързано с увеличаване на способността за свързване на протон и следователно с увеличаване на частичния отрицателен заряд в главния център, може да се очаква увеличаване на основността в серията амониеви бази NH 3< RNH 2 < R 2 NH < R 3 N в результате усиления индуктивного эффекта при последовательном увеличении числа алкильных групп. В действительности, однако, ряд аминов имеет следующие значения рК ВН + :

Както може да се очаква, въвеждането на алкилна група в молекулата на амоняка значително повишава основността на съединенията, като етиловата група има малко по-голям ефект от метиловата група. Въвеждането на втора алкилна група води до допълнително увеличаване на основността, но ефектът от нейното въвеждане е много по-слабо изразен. Въвеждането на трета алкилова група води до забележимо намаляване на основността. Тази картина се обяснява с факта, че основността на амина във водата се определя не само от величината на отрицателния заряд, възникващ върху азотния атом, но и от способността на катиона, образуван след добавянето на протон, да се разтвори, и съответно нейното стабилизиране. Колкото повече водородни атоми са свързани с азотен атом, толкова по-силна е солватацията поради възникването на междумолекулни водородни връзки и толкова по-стабилен става катионът. В дадената серия от съединения основността се увеличава, но стабилизирането на катиона в резултат на хидратация в същата посока намалява и намалява проявата на основност. Подобна промяна не се наблюдава, ако измерванията на основността се извършват в разтворители, в които няма водородни връзки: основността на бутиламини в хлоробензен се увеличава в серията: C 4 H 9 NH 2< (С 4 Н 9) 2 NH < (С 4 Н 9) 3 N.

Лекция № 5

Конкурентни реакции на нуклеофилно заместване и елиминиране при наситен въглероден атом

В реакциите на нуклеофилно заместване алкохолите, тиолите, амините и халогенните производни действат като субстрати, т.е. съединения, чиито молекули съдържат sp3-хибридизирани въглеродни атоми, свързани чрез ковалентна полярна връзка с по-електроотрицателен атом на функционалната група. Нуклеофилните частици в тези реакции са аниони и неутрални молекули, имащи атом с една или повече двойки електрони.

Киселините са сложни съединения, които при дисоциация образуват само водородни йони като катиони.

Равновесие в системи, съдържащи комплексни съединения. Стабилност на комплексни съединения.

Външната сфера със сложния йон е свързана предимно чрез електростатични сили (йоногенни). Следователно в разтворите сложните съединения лесно се подлагат на дисоциация с елиминирането на външната сфера, подобно на дисоциацията на силни електролити. Тази дисоциация се нарича първична дисоциация сложна връзка.

От гледна точка на електролитната дисоциация комплексните съединения се делят на киселини, основи и соли.

Например:

Например:

Солите са сложни съединения, които при дисоциация не образуват водородни йони и хидроксидни йони.

Например:

Неутралните комплекси са неелектролити и не претърпяват първична дисоциация.

При обменните реакции сложните йони преминават от едно съединение в друго, без да променят състава си.

ПРИМЕР 12. съставете молекулярни и йонни уравнения за обменните реакции между меден (II) нитрат и сложно желязно съединение, в резултат на което се образува неразтворима комплексна сол.

ПРИМЕР 13. Когато оловен (II) нитрат реагира с комплексно съединение, се утаява утайка от оловен хлорид. Напишете молекулни и йонни уравнения за обменни реакции.

Лигандите са свързани с комплексообразуващия агент чрез ковалентна връзка, която е много по-силна от йонна връзка. Следователно разпадането на вътрешната сфера на комплексното съединение се наблюдава в незначителна степен и е характерно. Обратимото разпадане на вътрешната сфера се нарича вторична дисоциация на комплексното съединение.

Например сложната основа е силен електролит и лесно се дисоциира на комплексен йон и хидроксидни йони.

В същото време, използвайки чувствителни методи за анализ, е възможно да се открие в разтвора много ниска концентрация на амонячни йони и молекули, които се образуват в резултат на дисоциация на вътрешната сфера и установяване на равновесие.

Дисоциацията на сложните йони, както и дисоциацията на слабите електрони, се извършва в незначителна степен и може да бъде количествено характеризирана с константата на дисоциация, която обикновено се нарича константа на нестабилност на сложно съединение (ДА СЕгнездо.). Константата на нестабилност на сложен йон може да се изрази, както следва:

Дисоциацията на сложните йони се извършва на стъпки и всяка стъпка на дисоциация се характеризира със собствена константа на нестабилност. Когато йоните се дисоциират, се установяват следните равновесия:

При изчисленията в повечето случаи се използва общата константа на нестабилност на комплексния йон, която е равна на произведението на стъпковите константи.

За относителната стабилност на комплексен йон се съди по стойността на неговата константа на нестабилност. Колкото по-малка е тази стойност, толкова по-стабилен е комплексът; колкото повече, толкова по-нестабилен. По този начин, сравнявайки константите на нестабилност на сложни йони от същия тип.

можем да заключим, че най-стабилният от тези йони е последният, а най-малко стабилният е първият.

Сравнението на константите на нестабилност на комплекси от един и същи тип също позволява в някои случаи да се определи посоката на изместване на равновесието.

Причини: класификация, свойства, базирани на концепциите на теорията на електролитната дисоциация. Практическа употреба.

Основите са сложни вещества, които съдържат метални атоми (или амониева група NH4), свързани с една или повече хидроксилни групи (OH).

Като цяло основите могат да бъдат представени с формулата: Me(OH)n.

От гледна точка на теорията на електролитната дисоциация(TED), основите са електролити, чиято дисоциация произвежда само хидроксидни аниони (OH –) като аниони. Например NaOH = Na + + OH – .

Класификация.БАЗИ

Разтворими във вода – алкали, неразтворими във вода

например, например,

NaOH – натриев хидроксид Cu(OH) 2 – меден (II) хидроксид

Ca(OH) 2 – калциев хидроксид Fe(OH) 3 – железен (III) хидроксид

NH 4 OH – амониев хидроксид

Физични свойства. Почти всички основи са твърди вещества. Те са разтворими във вода (алкали) и неразтворими. Меден (II) хидроксид Cu(OH) 2 е син, железен (III) хидроксид Fe(OH) 3 е кафяв, повечето други са бели. Алкалните разтвори са сапунени на допир.

Химични свойства.

Разтворими основи - алкали	Неразтворими основи (повечето от тях)
1. Променете цвета на индикатора: червен лакмус - син, безцветен фенолфталеин - пурпурен.	---–– Индикаторите не са засегнати.
2. Реагират с киселини (реакция на неутрализация). Основа + киселина = сол + вода 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2H 2 O В йонна форма: 2K + + 2OH – +2H + + SO 4 2– = 2K + + SO 4 2– + 2H 2 O 2H + + 2OH – = 2H 2 O	1. Реагирайте с киселини: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Основа + киселина = сол + вода.
3. Реагирайте със солеви разтвори: основа + сол = ново. алкали + нов сол (условие: образуване на утайка ↓или газ). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH В йонна форма: Ba ​​2+ + 2OH – + 2Na + + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2Na + +2OH – Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .↓	2. При нагряване се разлагат на оксид и вода. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Реакциите със солни разтвори не са типични.
4. Реагирайте с киселинни оксиди: алкален + киселинен оксид = сол + вода 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O В йонна форма: 2Na + + 2OH – + CO 2 = 2Na + + CO 3 2– + H 2 O 2OH – + CO 2 = CO 3 2– + H 2 O	Реакциите с киселинни оксиди не са типични.
5. Реагира с мазнини, за да образува сапун.	Не реагират с мазнините.

	|	следваща лекция ==>