Najsilnejšou kyselinou je h2co3. Anorganické kyseliny. Interakcia kyselín s bázami a amfotérnymi hydroxidmi

Podstatné meno, Počet synoným: 171 abscisín (2) agaricín (1) adipil (1) ... Synonymický slovník

1 kvapka Remix album SLOT Dátum vydania 2008 Nahraté ... Wikipedia

Podstatné meno, f., Uptr. porov. často morfológia: (nie) čo? kyselina, čo? kyselina, (pozri) čo? kyselina, čo? kyselina, o čom? o kyseline; pl. čo? kyselina, (nie) čo? kyseliny, čo? kyseliny, (pozri) čo? kyselina čo? kyseliny, o čom? o kyselinách 1. ... ... Dmitrievov vysvetľujúci slovník

KYSELINA, kyseliny, pl. kyseliny, manželky. 1. iba jednotky. odvádzať pozornosť. podstatné meno kysnúť, niečo kyslé (hovorové). Skúsil som, cítim: nejaký druh kyseliny. 2. Chemická zlúčenina, ktorá má kyslú chuť a mení lakmusový lak na červený (chem.). ... ... Ushakovov výkladový slovník

ACID, s, pl. od, od, manželiek. Chemická zlúčenina obsahujúca vodík, ktorá pri reakcii so zásadami (8 číslic) poskytne soli a zafarbí lakmusový papierik na červeno. Kyselina dusičná, octová | adj. kyslé, oh, oh. K. farbivo. K. dážď (s ... ... Ozhegovov výkladový slovník

KYSELINA 1, Hanblivá, pl. z, z, no. Chemická zlúčenina obsahujúca vodík, ktorá pri reakcii so zásadami (8 číslic) poskytne soli a lakmusový papierik zafarbí na červeno. Dusík, kyselina octová. Ozhegovov výkladový slovník. S.I. Ozhegov, N.Yu. Shvedova ... Ozhegovov výkladový slovník

Pozri kyslý 1. Ozhegovov výkladový slovník. S.I. Ozhegov, N.Yu. Shvedova. 1949 1992 ... Ozhegovov výkladový slovník

kyselina- KYSELINA, s, g Chemická zlúčenina, zvyčajne kyslej chuti, obsahujúca vodík, ktorú môže pri tvorbe soli nahradiť kov. Kyselina zafarbí lakmusový papierik na červeno ... Vysvetľujúci slovník ruských podstatných mien

KYSELINA, chemická zlúčenina obsahujúca vodík, ktorú je možné nahradiť kovom alebo iným kladným iónom za vzniku soli. Kyseliny sa rozpúšťajú vo vode za vzniku vodíkových iónov (H +), to znamená, že pôsobia ako zdroj protónov; ... ... Vedecký a technický encyklopedický slovník

Kyselina, s; pl. kyseliny, kyseliny ... Ruský slovný stres

G. 1. Chemická zlúčenina obsahujúca vodík, ktorú je možné počas tvorby soli nahradiť kovom. 2. To, čo je podľa svojich vlastností farba, vôňa, žieravosť atď. podobá sa na takú chemickú zlúčeninu. Vysvetľujúci slovník Efremovej. T.F. Efremova ... Moderné výkladový slovník Ruský jazyk Efremova

Knihy

• Kyselina (DVD), Gorchilin Alexander. Sasha a Petya žijú bláznivým životom hudobníkov modernej techno-Moskvy: hlasné večierky, vzostupy a pády, koleso nestabilných vzťahov s ostatnými a so sebou samými. Sú generáciou ...
• Kyselina, Daria Kova. Existuje vášeň, ktorá ťa zožiera, spaľuje, spaľuje všetko, čo jej stojí v ceste. Ako kyselina. Nevytvára, ale ničí vás. Tiež som spadol do takej horúčavy, jednoduché dievča z predmestia, ktoré ...

Všetky kyseliny, ich vlastnosti a zásady sú rozdelené na silné a slabé. Neopovážte sa však zamieňať pojmy ako „silná kyselina“ alebo „silná zásada“ s ich koncentráciou. Nemôžete napríklad vyrobiť koncentrovaný roztok slabej kyseliny alebo zriedený roztok silnej zásady. Napríklad kyselina chlorovodíková, keď sa rozpustí vo vode, poskytne každej z dvoch molekúl vody jeden zo svojich protónov.

Keď v hydróniovom ióne dôjde k chemickej reakcii, vodíkový ión sa veľmi silne viaže na molekulu vody. Samotná reakcia bude pokračovať, kým sa jej činidlá úplne nevyčerpajú. V tomto prípade hrá naša voda úlohu bázy, pretože prijíma protón z kyseliny chlorovodíkovej. Kyseliny, ktoré sa vo vodných roztokoch úplne disociujú, sa nazývajú silné kyseliny.

Keď poznáme počiatočnú koncentráciu silnej kyseliny, potom v tomto prípade nie je ťažké vypočítať, aká je koncentrácia hydróniových iónov a chloridových iónov v roztoku. Ak napríklad vezmete a rozpustíte 0,2 molu plynnej kyseliny chlorovodíkovej v 1 litri vody, koncentrácia iónov po disociácii bude úplne rovnaká.

Príklady silných kyselín:

1) HCl - kyselina chlorovodíková;
2) HBr - bromovodík;
3) HI - jodovodík;
4) HNO3 - kyselina dusičná;
5) HClO4 - kyselina chloristá;
6) H2SO4 - kyselina sírová.

Všetky známe kyseliny (s výnimkou kyseliny sírovej) sú uvedené v zozname vyššie a sú monoprotonické, pretože ich atómy darujú jeden protón; Molekuly kyseliny sírovej sa môžu ľahko vzdať dvoch svojich protónov, a preto je kyselina sírová diprotická.

Medzi silné zásady patria elektrolyty, ktoré sa vo vodných roztokoch úplne disociujú za vzniku hydroxidového iónu.

Podobne pri kyselinách je veľmi ľahké vypočítať koncentráciu hydroxidového iónu, ak poznáte počiatočnú koncentráciu roztoku. Napríklad roztok NaOH s koncentráciou 2 mol / l sa disociuje na rovnakú koncentráciu iónov.

Slabé kyseliny. Základy a vlastnosti

Pokiaľ ide o slabé kyseliny, nedisociujú sa úplne, to znamená čiastočne. Je veľmi jednoduché rozlíšiť silné a slabé kyseliny: ak je v referenčnej tabuľke vedľa názvu kyseliny uvedená jej konštanta, potom je táto kyselina slabá; ak nie je daná konštanta, potom je táto kyselina silná.

Slabé zásady tiež dobre reagujú s vodou a vytvárajú rovnovážny systém. Slabé kyseliny sú tiež charakterizované disociačnou konštantou K.

Kyseliny sa volajú komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré je možné nahradiť alebo vymeniť za atómy kovov a kyslé zvyšky.

Podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na kyslík obsahujúce(Kyselina sírová H 2 SO 4, kyselina sírová H 2 SO 3, kyselina dusičná HNO 3, kyselina fosforečná H 3 PO 4, kyselina uhličitá H 2 CO 3, kyselina kremičitá H 2 SiO 3) a anoxické(HF kyselina fluorovodíková, HCl kyselina chlorovodíková (kyselina chlorovodíková), HBr kyselina bromovodíková, kyselina HI jodovodíková, H 2 S kyselina sírová).

V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny existujú monobázické (s atómom 1 H), dvojsýtne (s 2 atómami H) a trojsýtne (s 3 atómami H). Kyselina dusičná HNO 3 je napríklad jednosýtna, pretože jej molekula obsahuje jeden atóm vodíka, kyselinu sírovú H 2 SO 4 – dvojsýtny atď.

Existuje veľmi málo anorganických zlúčenín obsahujúcich štyri atómy vodíka, ktoré je možné nahradiť kovom.

Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva kyslý zvyšok.

Zvyšky kyseliny môžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I) -jedná sa o jednoduché kyslé zvyšky, alebo môžu byť zo skupiny atómov (-S03, -PO4, -SiO3) -jedná sa o komplexné zvyšky.

Vo vodných roztokoch sa kyslé zvyšky počas výmenných a substitučných reakcií neničia:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Slovo anhydrid znamená bezvodý, to znamená kyselina bez vody. Napríklad,

H 2 SO 4 - H 2 O → SO 3. Kyseliny anoxové neobsahujú žiadne anhydridy.

Názov kyseliny je odvodený od názvu kyselinotvorného prvku (okysľovača) s prídavkom koncoviek „naya“ a menej často „vay“: H 2 SO 4 - sírová; H 2 SO 3 - uhlie; H 2 SiO 3 - kremík atď.

Prvok môže vytvárať niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade uvedené konce v názve kyselín budú vtedy, keď prvok vykazuje najvyššiu valenciu (v molekule kyseliny je veľký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje najnižšiu valenciu, koncovka v názve kyseliny bude „pravdivá“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusíkatá.

Kyseliny je možné získať rozpustením anhydridov vo vode. V prípade, že sú anhydridy nerozpustné vo vode, je možné kyselinu získať pôsobením ďalšej silnejšej kyseliny na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslík aj pre anoxické kyseliny. Kyseliny anoxické sa tiež získavajú priamou syntézou z vodíka a nekovu, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode:

H2 + Cl2 -> 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Roztoky získaných plynných látok HCl a H 2 S sú kyseliny.

Za normálnych podmienok sú kyseliny v kvapalných aj v pevné skupenstvo.

Chemické vlastnosti kyselín

Roztok kyselín ovplyvňuje ukazovatele. Všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sú ľahko rozpustné vo vode. Špeciálne látky - indikátory vám umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.

Indikátory sú látky komplexná štruktúra... Menia svoju farbu v závislosti od interakcie s inými chemikálie... V neutrálnych roztokoch - majú jednu farbu, v základných roztokoch - inú. Pri interakcii s kyselinou menia svoju farbu: indikátor metylovej oranžovej farby sčervená, lakmusový indikátor tiež sčervená.

Interakcia so základňami za tvorby vody a soli, ktorá obsahuje nezmenený kyslý zvyšok (neutralizačná reakcia):

H 2 SO 4 + Ca (OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interagujte s oxidmi na báze s tvorbou vody a soli (neutralizačná reakcia). Soľ obsahuje kyslý zvyšok kyseliny, ktorá bola použitá pri neutralizačnej reakcii:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcia s kovmi. Na interakciu kyselín s kovmi musia byť splnené určité podmienky:

1. kov musí byť dostatočne aktívny vzhľadom na kyseliny (v rade kovovej aktivity musí byť umiestnený pred vodíkom). Čím viac je kov vľavo v línii činnosti, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;

2. kyselina musí byť dostatočne silná (tj. Schopná vydávať vodíkové ióny H +).

Pri chemických reakciách kyseliny s kovmi vzniká soľ a uvoľňuje sa vodík (okrem interakcie kovov s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Stále máte otázky? Chcete vedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomoc od tútora - zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

stránky, s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.

KYSELINY- komplexné látky, ktorých molekuly sú zložené z atómov vodíka a kyslých zvyškov. Kyslé zvyšky spravidla tvoria nekovové prvky. KLASIFIKÁCIA:

· podľa prítomnosti / neprítomnosti kyslíka:

1) okysličený: dusík - HNO3; dusíkatý - HNO 2; sírová - H 2 SO 4; sírny - H 2 SO 3; uhlie - H 2 CO 3; kremík - H 2 SiO 3; fosforečný - H3P04; 2) bez kyslíka: HCl - chlorovodíková; H2S - sírovodík; HF - fluorovodík; HBr - bromovodík; HI - hydrický jód

· podľa počtu atómov vodíka:

1) monobazický: HNO3 - dusík; HF - fluorovodík; HCl - chlorovodíková; HBr - bromovodík; HI - jodovodík; 2) dvojpodlažný: H 2 SO 4 - sírová; H 2 SO 3 - sírny; H2S - sírovodík; H 2 CO 3 - uhlie; H 2 SiO 3 - kremík; 3) trojjadrové: H 3 PO 4 - fosforečný

HLAVNÉ CHEMICKÉ VLASTNOSTI KYSELÍN:

1) Vplyv kyslých roztokov na indikátory. Takmer všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sú ľahko rozpustné vo vode. Roztoky kyselín vo vode menia farbu špeciálnych látok - indikátorov. Prítomnosť kyseliny je určená farbou indikátorov. Indikátor lakmusu a metylovej oranžovej farby sú sfarbené na červeno pomocou kyslých roztokov. 2) Interakcia kyselín so zásadami. Táto reakcia sa nazýva neutralizačná reakcia. Kyselina reaguje so zásadou za vzniku soli, v ktorej sa zvyšok kyseliny vždy nachádza v nezmenenej forme. Druhým produktom neutralizačnej reakcie je nevyhnutne voda.

H2S04 + Ca (OH) 2 = CaS04 + 2 H20

H3PO4 + Fe (OH) 3 = FePO4 + 3 H20

2 H3PO4 + 3 Ca (OH) 2 = Ca3 (PO4) 2 + 6 H20

Na neutralizačné reakcie stačí, aby bol aspoň jeden z reaktantov rozpustný vo vode. Pretože sú takmer všetky kyseliny rozpustné vo vode, vstupujú do neutralizačných reakcií nielen s rozpustnými, ale aj s nerozpustnými zásadami. Výnimkou je kyselina kremičitá, ktorá je slabo rozpustná vo vode, a preto môže reagovať iba s rozpustnými zásadami, ako sú NaOH a KOH:

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H20

3) Interakcia kyselín s bázickými oxidmi. Pretože bázické oxidy sú najbližšími príbuznými zásad, kyseliny s nimi tiež vstupujú do neutralizačných reakcií:

2 HCl + CaO = CaCl2 + H20

2 H3PO4 + Fe203 = 2 FePO4 + 3 H20

4) Interakcia kyselín s kovmi. Na interakciu kyselín s kovom musia byť splnené určité podmienky. Po prvé, kov musí byť dostatočne aktívny voči kyselinám. Napríklad zlato, striebro, ortuť a niektoré ďalšie kovy nereagujú s kyselinami. Kovy ako sodík, vápnik, zinok - naopak - veľmi aktívne reagujú na uvoľnenie plynného vodíka a veľké množstvo tepla.

2 HCI + 2 Na = 2 NaCl + H2

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

Podľa ich reaktivity voči kyselinám sú všetky kovy usporiadané v rade kovových aktivít. Vľavo sú najaktívnejšie kovy, vpravo sú neaktívne. Čím viac je kov vľavo v línii činnosti, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami.

Množstvo kovových aktivít.

Za druhé, kyselina musí byť dostatočne silná, aby reagovala aj s kovom na ľavej strane stola. Sila kyseliny sa chápe ako jej schopnosť uvoľňovať vodíkové ióny H +.

Z pohľadu elektrolytická disociácia, všetky bežné charakteristické vlastnosti kyselín (kyslá chuť, zmena farby indikátora, interakcia so zásadami, zásadité oxidy, soli) sú spôsobené iónmi vodíka H +, presnejšie povedané, hydróniovými iónmi H3O +

Špecifické vlastnosti kyselina dusičná

Silné oxidačné činidlo

1. Rozkladá sa na svetle a pri zahrievaní

4HNO3 - t °, hn ® 2H20 + 4NO2 + 02

2. Škvrny proteíny v oranžovo -žltej farbe (v kontakte s pokožkou rúk - „xantoproteínová reakcia“)

3. Pri interakcii s kovmi sa vodík nikdy nevyvíja

4. S nekovmi:

Kyselina dusičná sa prevádza na NO (alebo NO 2); nekovy sa oxidujú na zodpovedajúce kyseliny:

S 0 + 6HNO3 (conc) ® H2S +604 + 6NO2 + 2H20

B 0 + 3HNO3 ® H3B +303 + 3NO2

3P 0 + 5HNO3 + 2H20 * 5NO + 3H3P +504

28. Dôvody, ich klasifikácia. Amfotérne základy. Chemické vlastnosti založené na koncepte elektrolytickej disociácie.

Bázy sú elektrolyty, pri ktorých disociácii vzniká iba jeden druh aniónov - hydroxidové ióny. Základná klasifikácia 1. Rozpustný vo vode (zásady)- hydroxidy kovov hlavných podskupín skupín I a II. 2. Nerozpustný vo vode- hydroxidy ostatných kovov. Chemické vlastnosti... Zásady menia farbu indikátorov (lakmus sa zmení na modrý, fenolftaleín - malina). Interakcia s kyselinami: Interakcia s kyslými oxidmi: Alkalické roztoky vstupujú do iónomeničových reakcií so soľnými roztokmi, ak je výsledný hydroxid nerozpustný vo vode: Pri zahrievaní sa slabé zásady rozkladajú na oxidy kovov a vodu: Získanie dôvodov. Zásady sa získavajú elektrolýzou soľných roztokov.Elektrolýza roztoku chloridu sodného. Procesy na katóde a anóde: Reakčná rovnica: Vo vode nerozpustné bázy sa získavajú výmennou reakciou so zásadami:

34. Pojem aktivačnej energie. Arrheniova rovnica. Katalyzátory.

Arrheniova rovnica... , kde A je preexponenciálny faktor, je aktivačná energia reakcie; T je absolútna teplota.

V chemickej kinetike sa Arrheniova rovnica často používa v logaritmickej forme:

Z rovnice vyplýva, že závislosť rýchlostnej konštanty chemická reakcia lineárne s teplotou

Aktivačná energia sa rovná rozdielu medzi priemernou energiou reagujúcich častíc a energiou aktivovaného komplexu. Aktivačná energia je charakteristická pre každú reakciu a určuje vplyv na rýchlosť chemická povaha reagujúce látky.

Nazýva sa prebytočná energia, ktorú musia molekuly vlastniť, aby ich zrážka mohla viesť k vzniku novej látky ENERGETICKÁ AKTIVÁCIA(kJ / mol) tejto reakcie. Molekuly s touto energiou sa nazývajú aktívne molekuly. Reakcie, ktoré pre svoj priebeh vyžadujú znateľnú aktivačnú energiu, začínajú prerušením alebo oslabením väzieb medzi atómami v molekulách východiskových látok. V tomto prípade látky prechádzajú do nestabilného prechodného stavu, charakterizovaného veľkým prísunom energie. Tento stav sa nazýva aktivovaný komplex. Látky, ktoré sa nespotrebujú v dôsledku chemickej reakcie, ale majú vplyv na jej rýchlosť, sa nazývajú KATALYZÁTORI... Biologické katalyzátory proteínového pôvodu sa nazývajú enzýmy. Rovnováha ARRENIUSA opisuje závislosť rýchlostnej konštanty na teplote: κ (T) = A e - E / (RT) kde A je konštanta v závislosti od povahy reagujúcich látok.

30. Oxidy, ich klasifikácia. Druhy spojení. Chemické vlastnosti.

OXIDY- komplexné látky pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík.

ZÁKLADNÉ OXIDY- také oxidy, ktorým zodpovedajú zásady. Napríklad Na20, CaO, FeO, NiO sú zásadité, pretože zodpovedajú zásadám NaOH, Ca (OH) 2, Fe (OH) 2, Ni (OH) 2. Niektoré zásadité oxidy pri interakcii s vodou vytvárajú zásady: Na20 + H20 = 2NaOH; CaO + H20 = Ca (OH) 2

Oxidy, ktoré neinteragujú s vodou, tvoria zodpovedajúce zásady zo solí: NiS04 + 2NaOH = Ni (OH) 2 + Na2S04

Zásadité oxidy sú tvorené iba kovmi.

OXIDY KYSELÍN- také oxidy, ktoré zodpovedajú kyselinám. Napríklad CO 2, P 2 O 5, SO 2, SO 3 sú kyslé oxidy, pretože zodpovedajú kyselinám H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 SO 4.

Väčšina kyslé oxidy pri interakcii s vodou tvorí kyseliny, napríklad: CO 2 + H 2 O = H2CO 3; SO 3 + H20 = H2S04

Niektoré oxidy neinteragujú s vodou, ale samotné sa dajú získať z kyseliny: H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

Kyslé oxidy sú tvorené nekovmi a niektorými kovmi, ktoré vykazujú vysoké oxidačné stavy.

AMFOTERICKÉ OXIDY- také oxidy, ktoré v závislosti od podmienok vykazujú zásadité alebo kyslé vlastnosti, to znamená, že majú dvojaké vlastnosti. Patria sem niektoré oxidy kovov: ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 atď. Amfotérne oxidy sa nekombinujú s vodou, ale reagujú s kyselinami a zásadami. Napríklad: ZnO + 2HCl + ZnCl + H20; ZnO + 2NaOH + H20 = Na2

Zásadité, kyslé a amfotérne oxidy tvoria soli.

INDIFERENTNÉ OXIDY- malá skupina oxidov, ktoré nevykazujú zásadité ani kyslé vlastnosti a netvoria soli. Oxid uhoľnatý (2) CO, oxid dusičitý (1) N 2 O, oxid dusičitý (2) NO a oxid kremičitý (2) SiO.

HLAVNÉ CHEMICKÉ VLASTNOSTI:

1) Zásadité oxidy reagujú s kyselinami za vzniku soli a vody.

FeO + H2S04 = FeS04 + H20

2) Kyslé oxidy reagujú so zásadami za vzniku soli a vody.

SO3 + 2NaOH = Na2S04 + H20

3) Interakcia zásaditých a kyslých oxidov vedie k tvorbe solí.

CaO + CO 2 = CaCO 3

31. Genetický vzťah medzi rôznymi triedami zlúčenín. Genetické väzby sú väzby medzi rôznymi triedami na základe ich vzájomnej konverzie.
Vedieť triedy anorganické látky, je možné zostaviť genetickú sériu kovov a nekovov. Tieto série sú založené na rovnakom prvku.
Medzi kovmi možno rozlíšiť dva typy radov:
1 .Genetický rad, v ktorom zásada funguje ako zásada. Túto sériu je možné reprezentovať pomocou nasledujúcich transformácií: kov - zásaditý oxid - zásada - soľ, napríklad genetický rad draslík K - K 20 - KOH - KCl.
2 ... Genetický rad, kde nerozpustná zásada funguje ako zásada, potom možno sériu znázorniť ako reťazec transformácií: kov - zásaditý oxid - soľ - nerozpustná zásada - zásaditý oxid - kov. Napríklad: Cu -CuO -CuCl2 -Cu (OH) 2 -CuO -> Cu
Medzi nekovmi možno rozlíšiť aj dva typy sérií:
1 ... Genetická séria nekovov, kde rozpustná kyselina funguje ako prepojenie v sérii. Reťazec transformácií môže byť reprezentovaný nasledovne: nekov - oxid kyseliny - rozpustná kyselina - soľ, Napríklad:
P -P 2 O 5 -H 3 PO 4 -Na 3 PO 4.
2 ... Genetická séria nekovov, kde nerozpustná kyselina pôsobí ako prepojenie v sérii: nekov - oxid kyseliny - soľ - kyselina - oxid kyseliny - nekov, Napríklad:
Si -SiO 2 --Na 2 SiO 3 -H 2 SiO 3 -Si Si 2 -Si.

35. Všeobecné predstavy o riešeniach. Rozpustnosť plynu v kvapaline, rozpustnosť kvapaliny v kvapaline. Rozpustnosť tuhej látky v kvapaline.

Riešenie je homogénny systém pozostávajúci z dvoch alebo viacerých nezávislých zložiek, ktorých pomer sa môže líšiť. Jednou zo zložiek je rozpúšťadlo a zvyšok sú rozpustené látky. Rozpúšťadlo je látka, ktorá je v čistej forme v rovnakej fáze ako roztok.

Nasýtený roztok - roztok, ktorý je v rovnováhe s pevnou fázou rozpustenej látky a obsahuje za daných podmienok maximálne možné množstvo tejto látky. Roztok, ktorého koncentrácia rozpustenej látky je nižšia ako koncentrácia v nasýtenom roztoku, sa nazýva nenasýtený.

Koncentrácia (kvantitatívne charakteristiky roztokov) - relatívny obsah každej zložky, ktorá tvorí dané riešenie.

Rozpustnosť plynov v kvapalinách

Rozpustnosť plynov v kvapalinách závisí od mnohých faktorov: od povahy plynu a kvapaliny, tlaku, teploty, koncentrácie látok rozpustených v kvapaline (koncentrácia elektrolytov obzvlášť silne ovplyvňuje rozpustnosť plynov).

Povaha látok má najväčší vplyv na rozpustnosť plynov v kvapalinách. V 1 litri vody pri t = 18 ° C a P = 1 atm. rozpustí 0,017 l. dusík, 748,8 l. amoniak alebo 427,8 litra. chlorovodíka. Abnormálne vysoká rozpustnosť plynov v kvapalinách je zvyčajne spôsobená ich špecifickou interakciou s rozpúšťadlom - tvorbou chemickej zlúčeniny (pre amoniak) alebo disociáciou v roztoku na ióny (pre chlorovodík). Plyny s nepolárnymi molekulami majú tendenciu sa lepšie rozpúšťať v nepolárnych kvapalinách-a naopak. Vyjadruje sa závislosť rozpustnosti plynov na tlaku Henryho-Daltonov zákon:

Rozpustnosť plynu v kvapaline je priamo úmerná jeho tlaku nad kvapalinou.

Tu C je koncentrácia roztoku plynu v kvapaline, k je koeficient proporcionality, ktorý závisí od povahy plynu. Henryho - Daltonov zákon platí iba pre zriedené roztoky pri nízkych tlakoch, keď plyny možno považovať za ideálne. Plyny schopné špecifickej interakcie s rozpúšťadlom tento zákon nedodržiavajú.

Rozpustnosť plynov v kvapalinách veľmi závisí od teploty; kvantitatívne je táto závislosť určená Clapeyronova - Clausiova rovnica(tu X je molárna frakcia plynu v roztoku, λ je tepelný efekt rozpustenia 1 molu plynu v jeho nasýtenom roztoku):

Keď sa plyn rozpustí v kvapaline, spravidla sa uvoľní teplo (λ< 0), поэтому с повышением температуры растворимость уменьшается. Растворимость газов в жидкости сильно зависит от концентрации других растворенных веществ. Зависимость растворимости газов от концентрации электролитов в жидкости выражается podľa Sechenovského vzorca(X a X o - rozpustnosť plynu v čistom rozpúšťadle a roztoku elektrolytu s koncentráciou C):

Vzájomná rozpustnosť kvapalín

V závislosti od povahy kvapaliny sa môžu miešať v akomkoľvek pomere (v tomto prípade hovoria o neobmedzenej vzájomnej rozpustnosti), sú navzájom prakticky nerozpustné alebo majú obmedzenú rozpustnosť. Uvažujme o druhom prípade pomocou systému anilín - voda ako príkladu. Ak zmiešate približne rovnaké množstvo vody a anilínu, systém bude pozostávať z dvoch vrstiev kvapaliny; horná vrstva je roztok anilínu vo vode, dolná je roztok vody v anilíne. Oba roztoky majú pre každú teplotu striktne definované rovnovážné zloženie, nezávislé od množstva každej zo zložiek.

Ryža. 1. Diagram rozpustnosti systému anilín - voda.

Závislosť koncentrácie roztokov od teploty je obvykle znázornená graficky pomocou diagramu vzájomnej rozpustnosti. Tento diagram systému anilín-voda je znázornený na obr. 1. Plocha pod krivkou je oblasťou oddeľovania kvapalín. Zvýšenie teploty vedie k zvýšeniu koncentrácie každého z roztokov (zvýšenie vzájomnej rozpustnosti) a pri určitej teplote, nazývanej kritická separačná teplota (T cr na obr. 1), vzájomná rozpustnosť vody a anilín sa stáva neobmedzeným. Systém anilín-voda patrí k tzv. systémy zhora kritická teplota delaminácie; existujú aj systémy, u ktorých zvýšenie teploty vedie k zníženiu vzájomnej rozpustnosti zložiek.

Rozpustnosť tuhých látok v kvapalinách

Rozpustnosť tuhých látok v kvapalinách je daná povahou látok a spravidla výrazne závisí od teploty; informácie o rozpustnosti tuhých látok sú úplne založené na experimentálnych údajoch. Kvalitatívna generalizácia experimentálnych údajov o rozpustnosti je zásada „podobné v podobných“: polárne rozpúšťadlá rozpúšťajú polárne látky dobre a nepolárne látky zle a naopak.

Ryža. 2. Krivky rozpustnosti niektorých solí vo vode.
1 - KNO3, 2 - Na2S04 10H20, 3 - Na2S04, 4 - Ba (NO3) 2.

Závislosť rozpustnosti S na teplote je zvyčajne graficky znázornená vo forme kriviek rozpustnosti (obr. 2). Pretože teplo rozpúšťania tuhých látok v kvapalinách môže byť pozitívne aj negatívne, rozpustnosť so zvyšujúcou sa teplotou sa môže zvyšovať alebo znižovať (podľa princípu Le Chatelier - Brown).

42. Hydrolýza solí vytvorených so slabou zásadou a silnou kyselinou.

Hydrolýza je reverzibilná interakcia iónov soli s molekulami vody, ktorá vedie k tvorbe slabého elektrolytu.

Keď sa soľ rozpustí vo vode, nastáva jej katiónová hydrolýza. Pozoruje sa akumulácia vodíkových iónov za predpokladu kyslej reakcie roztoku, pH<7.

37. Elektrolytická disociácia. Silné a slabé elektrolyty. Príklady.

Elektrolytická disociácia - rozklad niektorých látok na ióny v roztoku pôsobením molekúl rozpúšťadla alebo v tavenine. Látky, ktoré sa rozkladajú na ióny, sa nazývajú elektrolyty. Elektrolyty sú látky s iónovou alebo silne kovalentnou väzbou: kyseliny, zásady, soli. Ostatné látky sú neelektrolyty; tieto zahrnujú látky s nepolárnou alebo slabo polárnou kovalentnou väzbou; napríklad veľa organických zlúčenín.

Teória elektrolytickej disociácie:

1. Po rozpustení vo vode sa elektrolyty rozkladajú na pozitívne ióny (katióny) a negatívne ióny (anióny). ióny v roztoku interagujú s molekulami vody (hydratácia). Disociačný proces je reverzibilný.

2. pod vplyvom konštantného elektrického prúdu sa katióny pohybujú pozdĺž katódy, anióny - na anódu.

3. Stupeň disociácie závisí od povahy elektrolytu a rozpúšťadla, koncentrácie elektrolytu a teploty.

Stupeň disociácie (a) je pomer počtu molekúl rozložených na ióny (N ') k celkovému počtu rozpustených molekúl (N): a = N' / N;

Silný elektrolyt je látka, ktorej stupeň disociácie je viac ako 30% .. Medzi silné elektrolyty patria všetky soli, silné kyseliny, silné zásady.

Slabý elektrolyt je látka, ktorej stupeň disociácie je menší ako 3%. slabé elektrolyty zahŕňajú slabé kyseliny, slabé zásady.

Kyseliny sa disociujú za vzniku pozitívnych iónov jedného typu - vodíkové ióny: HCl + H2O-> H3O⁺ + Cl⁻

Stredné soli tvoria katióny kovov alebo komplexné katióny a monoatomické alebo polyatomické anióny: NaCl-> Na⁺ + Cl⁻, (NH4) 2SO4-> 2NH4⁺ + S.

Pri disociácii zásady tvoria OH - anióny a kovový katión.

40. Málo rozpustné elektrolyty. Rovnovážny roztok-sediment. Rozpustný produkt. Vzťah medzi rozpustnosťou a súčinom rozpustnosti na príklade BaSO4.

Aplikácia zákona o pôsobení hmoty na heterogénny systém - nasýtený roztok slabo rozpustného elektrolytu, ktorý je v rovnováhe so svojou zrazeninou:

Poskytuje výraz pre rovnovážnu konštantu:

Čo sa v tomto prípade nazýva produkt rozpustnosti:

V nasýtenom roztoku slabo rozpustného elektrolytu je teda súčin koncentrácií jeho iónov zvýšených na výkon s exponentom rovným stechiometrickému koeficientu pre daný ión pri danej teplote konštantnou hodnotou.

Čím vyšší je PR danej látky, tým je jej rozpustnosť väčšia.

V nasýtenom roztoku je vytvorená dynamická rovnováha medzi pevnou fázou (zrazeninou) a roztokom obsahujúcim ióny tejto slabo rozpustnej zlúčeniny.

39. Iónový produkt vody. Vodíkový exponent. Stanovenie pH vodných roztokov silných a slabých elektrolytov.

Voda starostlivo očistená od nečistôt má určitú, aj keď nevýznamnú, elektrickú vodivosť, ktorá so zvyšujúcou sa teplotou výrazne rastie. Prítomnosť elektrickej vodivosti je možné vysvetliť iba tým, že molekuly vody sa čiastočne rozkladajú na ióny, t.j. H2O je slabý elektrolyt. Dá sa napísať disociačný proces vody

H2O + H2O ↔ H3O + + OH¯. Tento proces sa nazýva samoionizácia. Reakcia vody sa často píše v jednoduchšej forme: H 2 O ↔ H + + OH.. Disociačnú konštantu vody je možné vypočítať podľa rovnice

Kd = (aHaOH) / a H20 (1). Ak vezmeme do úvahy, že pri izbovej teplote sa iba jedna z približne 108 molekúl vody rozloží na ióny, aktivity iónov v rovnici je možné nahradiť ich koncentráciami a koncentráciu nerozložených molekúl vody možno považovať za rovnakú ako celková koncentrácia molekúl vody. Koncentráciu molekúl je možné vypočítať vydelením hmotnosti 1 litra vody hmotnosťou jej molu: 1000/18 = 55,5 mol / l. Za predpokladu, že je táto hodnota konštantná, rovnicu (1) možno zapísať v tvare: = Kd 55,5 = Kw, kde Kw je iónový produkt vody. Pri výpočte spojenom s vodnými roztokmi elektrolytov, nie s koncentráciou, sa používa aktivita iónov: a H · a OH = Kv.

Vodíkový index alebo pH je desatinný logaritmus aktivity vodíkových iónov v roztoku s opačným znamienkom: pH = - log a H. Vodíkový index určuje povahu reakcie roztoku. Pri pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 - zásaditý, pri pH = 7 - reakcia je neutrálna. Vodíkový index je dôležitý pre pochopenie väčšiny procesov prebiehajúcich v kvapalnej fáze, pretože ióny H + a OH ^ sú priamo zapojené do mnohých z týchto procesov. Tieto ióny sú navyše homogénnymi katalyzátormi mnohých reakcií. Hodnota pH môže slúžiť ako miera sily kyseliny alebo zásady. Vodíkový index hrá dôležitú úlohu v životne dôležitej činnosti tela, takže normálne pH krvného séra je 7,40 ± 0,05, slzy - 7,4 ± 0,1. odchýlka pH od normálnych hodnôt vedie k poruche činnosti tela. PH pôdy má významný vplyv na výťažok a pH vody na ekológiu nádrže.

Pre vodu a zriedené vodné roztoky pri konštantnej teplote je súčin koncentrácií hydróniových iónov a hydroxidových iónov konštantnou hodnotou. Táto konštanta sa nazýva IONICKÁ VÝROBA VODY... Voda je slabý elektrolyt a vo veľmi malej miere sa disociuje na ióny: H 2 O↔ H + + OH - Disociačná konštanta vody pri 25 stupňoch je: KH 2 O = * / = 1,8 * 10 -16 V 1 litri vody je 1 kg alebo 55,56 mol vody. 1 x 10 -7 častí každého molu sa rozloží na ióny, preto koncentráciu H 2 O možno považovať za konštantnú hodnotu. Potom budeme mať:

* = * K H 20 Nahraďte hodnotu KH2O a jej koncentráciu v 1 litri.

* = 1,8 * 10-16 * 55,56 = 1 * 10-14 = Kw (Kw je iónový produkt vody, čo je pri danej teplote konštantná hodnota) So zvýšením teploty sa Kw zvyšuje napríklad pri 50 stupňov je 5, 47 * 10-14. Zo vzorca pre iónový produkt vody je zrejmé, že koncentrácie iónov vodíka a hydroxidu navzájom nepriamo súvisia. Povaha prostredia akéhokoľvek vodný roztok je určená relatívnymi hodnotami koncentrácie vodíkových katiónov a hydroxidových aniónov. Namiesto koncentrácie iónov hydrónia je uvedený desatinný logaritmus braný s opačným znamienkom.

41. Reakcie iónovej výmeny. Podmienky ich nevratnosti.

Ionomeničové reakcie sú redoxnou reakciou, ktorá prebieha v smere väzbových iónov, ale pri ktorej nedochádza k zmene stupňa oxidácie. Podmienky priebehu reakcií v roztokoch elektrolytov do konca: 1) v dôsledku reakcie sa vytvorí zrazenina: 2) v dôsledku reakcie sa uvoľní plyn: 3) v dôsledku reakcie je nízka -vzniká disociujúca látka: Iónová výmena - Toto je proces, v dôsledku ktorého sú ióny v pevnej fáze. výmena za ióny v roztoku Nerozpustnou pevnou látkou môže byť akýkoľvek prírodný materiál alebo syntetická živica. K prírodným materiálom používaným na iónovú výmenu patria zeolity (komplexné hlinitokremičitany sodné) a aaukonitový piesok, ktoré majú na povrchu týchto pevných častíc elektricky nabité centrá, ktoré sú od seba viac -menej pravidelne vzdialené. Tieto centrá držia na sebe jednoduché ióny s nábojmi opačného znamienka a práve tieto ióny sa vymieňajú s inými iónmi obsiahnutými v roztoku. Výmenníky katiónov. Materiály na výmenu kationtov sa skladajú z troch častí: 1) objemová hmotnosť alebo kostra, zvyčajne označená symbolom R–; 2) aktívne centrá (také skupiny -alebo -); 3) katióny, ktoré sa majú vymieňať (zvyčajne H + alebo H 3 ióny O +). Keď pevný výmenník katiónov príde do kontaktu s roztokom, ktorý obsahuje akékoľvek ióny, nastane medzi nimi rovnováha. Ak napríklad roztok na začiatku obsahuje napríklad chlorid sodný, ióny sodíka sa vymenia za vodík ióny a zriedený roztok vyteká zo spodnej časti kolóny Kyselina chlorovodíková Iónomeničový materiál je možné regenerovať (získať) premytím kolóny zriedenou kyselinou chlorovodíkovou. To vedie k posunu doľava od uvažovanej rovnováhy, v dôsledku čoho sú ióny sodíka nahradené iónmi vodíka. Aniónomeniče... Aniónový výmenník odstraňuje anióny z roztoku. Typickým príkladom výmeny aniónov je nasledujúca rovnováha: Na regeneráciu meniča aniónov je možné použiť zásadu, ako je roztok hydroxidu sodného. Tým sa indikovaná rovnováha posunie doľava.

45. Spôsoby vyjadrovania kvantitatívne zloženie riešenia.

HMOTNÁ ČASŤ (ω)- pomer hmotnosti rozpustenej látky k hmotnosti roztoku. Obvykle sa vyjadruje v percentách. Nemerateľné množstvo, ktoré je možné vyjadriť v zlomkoch jednotky ω = m in-va / m riešenie alebo v percentách ω% = m in-va / m roztok * 100%... V prípade binárneho roztoku (t. J. Obsahujúceho iba dve látky) je hmotnosť roztoku súčtom hmotností rozpustenej látky a rozpúšťadla ( m r-ra = m in-va + m r-rit) a výrazy pre hmotnostný zlomok budú zapísané:

ω = m in-va / m in-va + m r-rit * 100% Hmotnostný zlomok, vyjadrený v percentách, sa predtým nazýval percentuálna koncentrácia. Udáva hmotnosť rozpustenej látky v gramoch, ktorá sa nachádza v 100 g roztoku.

MORÁLNA ČASŤ (N)- pomer množstva rozpustenej látky (alebo rozpúšťadla) k súčtu množstiev všetkých látok, ktoré tvoria roztok. Roztok napríklad pozostáva z rozpúšťadla a dvoch rozpustených látok. Molárne zlomky každého z nich budú rovnaké: N i = n 1 / n 1 + n 2 + n 3

Kde n 1 n 2 n 3 je množstvo látky, rozpúšťadla a rozpustených látok. Molárny zlomok je bezrozmerná veličina, ktorá sa najčastejšie vyjadruje zlomkami jednotky. Algebraický súčet molárnych frakcií všetkých látok prítomných v roztoku je navinutý na jednu.

MOLÁRNA KONCENTRÁCIA(molarita) (Cm)- pomer množstva rozpustenej látky k objemu roztoku. Udáva počet mólov rozpustenej látky v 1 litri roztoku. Cm = n in-va / V; C m = m in-va / M in-va * V Kde n je množstvo rozpustenej látky, mol; m je hmotnosť rozpustenej látky, g; M - molárna hmota rozpustená látka, g / mol; V je objem roztoku, l.

MOLALITA (m)- pomer množstva rozpustenej látky k hmotnosti rozpúšťadla. Molárna koncentrácia udáva počet mólov rozpustenej látky na 1000 g rozpúšťadla. Сμ = m in-va * 1000 / M in-va * g Kde m in-va je hmotnosť rozpustenej látky na g (g) rozpúšťadla, M in-va je molárna hmotnosť rozpustenej látky.

EQUIVALENT CONCENTRATION (Cn)- pomer počtu ekvivalentov rozpustenej látky k objemu roztoku. Normalita udáva množstvo rozpustenej látky v 1 litri roztoku. Cн = n Ev-va / V Cn = m in-va / E in-va * V Kde n Ev-va je množstvo rozpustenej látky, Mole-ekvivalent; m in - hmotnosť rozpustenej látky, g; E in-va-ekvivalentná hmotnosť rozpustenej látky, g / mol-ekv.; V je objem roztoku, L. Objemy roztokov reagujúcich látok sú nepriamo úmerné ich normálnosti.

Komplexné látky pozostávajúce z atómov vodíka a kyslého zvyšku sa nazývajú minerálne alebo anorganické kyseliny. Kyslým zvyškom sú oxidy a nekovy kombinované s vodíkom. Hlavnou vlastnosťou kyselín je schopnosť vytvárať soli.

Klasifikácia

Základný vzorec minerálnych kyselín je H n Ac, kde Ac je kyslý zvyšok. V závislosti od zloženia kyslého zvyšku sa rozlišujú dva typy kyselín:

• kyslík obsahujúci kyslík;
• bez kyslíka, pozostávajúci iba z vodíka a nekovov.

Hlavný zoznam anorganických kyselín podľa typu je uvedený v tabuľke.

Typ	názov	Vzorec
Kyslík
	Dusíkaté
	Dichromic
	Jodický
	Kremík - metasilikón a ortokremičitan	H 2 SiO 3 a H 4 SiO 4
	Mangán
	Mangán
	Metafosforečné
	Arzén
	Ortofosforečné
	Síra
	Thiosernaya
	Tetrácia
	Uhlie
	Fosfor
	Fosfát
	Chloric
	Chlorid
	Hypochlórny
	Chrome
	Azúrová
Bez kyslíka	Fluorovodík (fluorovodíkový)
	Hydrochloric (chlorovodíková)
	Hydrobromický
	Jodovodík
	Sírovodík
	Kyselina kyanovodíková

Okrem toho sú kyseliny podľa svojich vlastností klasifikované podľa nasledujúcich kritérií:

• rozpustnosť: rozpustný (HNO3, HCl) a nerozpustný (H2Si03);
• volatilita: prchavé (H2S, HCl) a neprchavé (H2S04, H3P04);
• stupeň disociácie: silný (HNO 3) a slabý (H 2 CO 3).

Ryža. 1. Schéma klasifikácie kyselín.

Na označenie minerálnych kyselín tradičné a triviálne názvy... Tradičné názvy zodpovedajú názvu prvku, ktorý tvorí kyselinu, s prídavkom morfemického, -ovického a tiež -krokového, -sladkého, -zvuku na označenie oxidačného stavu.

Príjem

V tabuľke sú uvedené hlavné metódy získavania kyselín.

Vlastnosti

Väčšina kyselín sú kyslé kvapaliny. Volfrámové, chrómové, borité a niekoľko ďalších kyselín sú za normálnych podmienok tuhé. Niektoré kyseliny (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) existujú iba vo forme vodného roztoku a sú to slabé kyseliny.

Ryža. 2. Kyselina chromová.

Kyseliny sú účinné látky, ktoré reagujú:

• s kovmi:

  Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;

• s oxidmi:

  CaO + 2HCl = CaCl2 + H20;

• na základe:

  H2S04 + 2KOH = K2S04 + 2H20;

• so soľami:

  Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H20.

Všetky reakcie sú sprevádzané tvorbou solí.

Možné kvalitatívna odpoveď so zmenou farby indikátora:

• lakmus sa zafarbí na červeno;
• metylová oranžová - ružová;
• fenolftaleín sa nemení.

Ryža. 3. Farby indikátorov v kyslej interakcii.

Chemické vlastnosti minerálnych kyselín sú určené schopnosťou disociovať vo vode za tvorby vodíkových katiónov a aniónov vodíkových zvyškov. Kyseliny, ktoré s vodou ireverzibilne reagujú (úplne sa disociujú), sa nazývajú silné. Patrí sem chlór, dusík, sírová a chlorovodíková.

Čo sme sa naučili?

Anorganické kyseliny tvorené vodíkom a kyslým zvyškom, ktorými sú nekovové atómy alebo oxid. V závislosti od povahy kyslého zvyšku sa kyseliny delia na bezkyslíkové a obsahujúce kyslík. Všetky kyseliny majú kyslú chuť a sú schopné disociácie vo vodnom prostredí (rozkladajú sa na katióny a anióny). Kyseliny sa získavajú z jednoduché látky, oxidy, soli. Pri interakcii s kovmi tvoria oxidy, zásady, soli a kyseliny.

Test podľa témy

Posúdenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet prijatých hodnotení: 98.