Da bismo razumjeli kako se hidroliza soli odvija u njihovim vodenim otopinama, prvo ćemo dati definiciju ovog procesa.
Definicija i karakteristike hidrolize
Ovaj proces uključuje kemijsko djelovanje jona vode sa ionima soli, što rezultira stvaranjem slabe baze (ili kiseline), a također mijenja reakciju medija. Bilo koja sol se može predstaviti kao proizvod kemijske interakcije baze i kiseline. Ovisno o njihovoj snazi, postoji nekoliko opcija za proces.
Vrste hidrolize
U hemiji se razmatraju tri vrste reakcija između kationa soli i vode. Svaki proces se provodi uz promjenu pH vrijednosti okoline, pa se pretpostavlja da se za određivanje pH vrijednosti koriste različiti tipovi indikatora. Na primjer, ljubičasti lakmus se koristi za kiselu sredinu; fenolftalein je pogodan za alkalnu reakciju. Hajde da detaljnije analiziramo karakteristike svake opcije hidrolize. Jake i slabe baze mogu se odrediti iz tabele rastvorljivosti, a jačina kiselina iz tabele.
Hidroliza katjonom
Kao primjer takve soli, razmotrite željezni hlorid (2). Gvožđe(2) hidroksid je slaba baza, dok je hlorovodonična kiselina jaka baza. U procesu interakcije s vodom (hidroliza) dolazi do stvaranja bazične soli (gvožđe hidroksihlorid 2), a nastaje i hlorovodonična kiselina. U otopini se pojavljuje kiselo okruženje, što se može odrediti pomoću plavog lakmusa (pH manji od 7). U ovom slučaju, sama hidroliza se odvija kroz kation, jer se koristi slaba baza.
Navedimo još jedan primjer pojave hidrolize za opisani slučaj. Uzmite u obzir sol magnezijum hlorida. Magnezijum hidroksid je slaba baza, dok je hlorovodonična kiselina jaka baza. U procesu interakcije sa molekulima vode, magnezijum hlorid se pretvara u bazičnu so (hidroksihlorid). Magnezijum hidroksid, čija je opšta formula predstavljena kao M(OH) 2, slabo je rastvorljiv u vodi, ali jaka hlorovodonična kiselina daje rastvoru kiselu sredinu.
Hidroliza anjonom
Sljedeća verzija hidrolize tipična je za sol, koju formiraju jaka baza (alkalija) i slaba kiselina. Kao primjer za ovaj slučaj, razmotrite natrijum karbonat.
Ova sol sadrži jaku natrijevu bazu kao i slabu ugljičnu kiselinu. Interakcija s molekulima vode odvija se formiranjem kisele soli - natrijum bikarbonata, odnosno hidroliza se javlja na anjonu. Osim toga, formira se otopina koja otopini daje alkalno okruženje.
Dajemo još jedan primjer za ovaj slučaj. Kalijum sulfit je so koju formira jaka baza - kaustični kalijum, kao i slaba.U procesu interakcije sa vodom (hidroliza) dolazi do stvaranja kalijum hidrosulfita (kisela so) i kalijum hidroksida (alkalija). . Otopina će biti alkalna, što se može potvrditi fenolftaleinom.
Potpuna hidroliza
Sol slabe kiseline i slabe baze prolazi kroz potpunu hidrolizu. Pokušajmo saznati što je u njemu posebno i koji će proizvodi nastati kao rezultat ove kemijske reakcije.
Analizirajmo hidrolizu slabe baze i slabe kiseline na primjeru aluminij sulfida. Ovu so formiraju aluminijum hidroksid, koji je slaba baza, kao i slaba hidrosulfidna kiselina. Prilikom interakcije s vodom uočava se potpuna hidroliza, uslijed čega nastaje plinoviti sumporovodik, kao i aluminij hidroksid u obliku taloga. Ova interakcija se odvija i kroz kation i kroz anion, tako da se ova verzija hidrolize smatra završenom.
Također, kao primjer interakcije ove vrste soli sa vodom može se navesti magnezijum sulfid. Ova so sadrži magnezijum hidroksid, njena formula je Mg(OH)2. Slaba je baza i nerastvorljiv u vodi. Osim toga, unutar magnezijum sulfida nalazi se sumporovodikova kiselina, koja je slaba. U interakciji s vodom dolazi do potpune hidrolize (kationom i anjonom), što rezultira stvaranjem magnezijevog hidroksida u obliku taloga, a sumporovodik se također oslobađa kao plin.
Ako uzmemo u obzir hidrolizu soli koju stvaraju jaka kiselina i jaka baza, treba napomenuti da do nje nema. Medijum u rastvorima soli kao što je kalijum hlorid ostaje neutralan.
Zaključak
Jake i slabe baze, kiseline koje formiraju soli, utiču na rezultat hidrolize i reakciju medija u nastaloj otopini. Slični procesi su rasprostranjeni u prirodi.
Hidroliza je od posebnog značaja u hemijskoj transformaciji zemljine kore. Sadrži metalne sulfide koji su slabo rastvorljivi u vodi. Dok hidroliziraju, nastaje sumporovodik koji se oslobađa tokom vulkanske aktivnosti na površinu zemlje.
Kada se silikatne stijene transformiraju u hidrokside, one uzrokuju postepeno uništavanje stijena. Na primjer, mineral kao što je malahit je proizvod hidrolize bakrenih karbonata.
Intenzivan proces hidrolize odvija se iu Svjetskom okeanu. i kalcijum, koji se odnosi vodom, imaju blago alkalno okruženje. U takvim uvjetima, proces fotosinteze u morskim biljkama teče dobro, a morski organizmi se intenzivnije razvijaju.
Ulje sadrži nečistoće vode i soli kalcija i magnezija. U procesu loženja ulja stupaju u interakciju s vodenom parom. Tokom hidrolize nastaje klorovodik, koji u interakciji s metalom uništava opremu.
Nakon čitanja članka, moći ćete razdvojiti tvari na soli, kiseline i baze. Članak opisuje koji je pH otopine i koja opća svojstva imaju kiseline i baze.
Jednostavno rečeno, kiselina je bilo šta sa H, a baza je bilo šta sa OH. ALI! Nije uvijek. Da biste razlikovali kiselinu od baze, morate ih... zapamtiti! Žaljenje. Da bi bar nekako olakšali život, trojica naših prijatelja, Arrhenius i Brønsted i Lowry, osmislili su dvije teorije koje se zovu po njima.
Poput metala i nemetala, kiseline i baze su podjela supstanci na osnovu sličnih svojstava. Prva teorija kiselina i baza pripadala je švedskom naučniku Arrhenijusu. Prema Arrheniusu, kiselina je klasa supstanci koje se u reakciji s vodom disociraju (raspadaju), formirajući vodikov kation H+. Arrhenius baze u vodenom rastvoru formiraju OH - anione. Sljedeću teoriju predložili su 1923. godine naučnici Bronsted i Lowry. Teorija Brønsted-Lowryja definira kiseline kao supstance sposobne da doniraju proton u reakciji (vodonik kation se naziva proton u reakcijama). Baze su, prema tome, tvari koje mogu prihvatiti proton u reakciji. Trenutno relevantna teorija je Lewisova teorija. Lewisova teorija definira kiseline kao molekule ili ione sposobne da prihvate elektronske parove, formirajući tako Lewisove adukte (adukt je spoj nastao spajanjem dva reaktanta bez stvaranja nusproizvoda).
U neorganskoj hemiji, u pravilu, kiselina označava Bronsted-Lowryjevu kiselinu, odnosno tvari sposobne da doniraju proton. Ako misle na definiciju Lewisove kiseline, onda se u tekstu takva kiselina naziva Lewisova kiselina. Ova pravila se odnose na kiseline i baze.
Disocijacija
Disocijacija je proces razlaganja tvari na ione u otopinama ili topljenima. Na primjer, disocijacija hlorovodonične kiseline je razlaganje HCl na H + i Cl -.
Svojstva kiselina i baza
Baze su obično sapunaste na dodir, dok kiseline općenito imaju kiselkast okus.
Kada baza reaguje sa mnogo kationa, formira se talog. Kada kiselina reaguje sa anionima, obično se oslobađa gas.
Najčešće korištene kiseline:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3
Često korištene baze:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −
Jake i slabe kiseline i baze
Jake kiseline
Takve kiseline koje potpuno disociraju u vodi, proizvodeći vodikove katione H+ i anione. Primjer jake kiseline je hlorovodonična kiselina HCl:
HCl (rastvor) + H 2 O (l) → H 3 O + (rastvor) + Cl - (rastvor)
Primjeri jakih kiselina: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Lista jakih kiselina
- HCl - hlorovodonična kiselina
- HBr - bromovodonik
- HI - vodonik jodid
- HNO 3 - azotna kiselina
- HClO 4 - perhlorna kiselina
- H 2 SO 4 - sumporna kiselina
Slabe kiseline
Samo djelomično otopljen u vodi, na primjer, HF:
HF (rastvor) + H2O (l) → H3O + (rastvor) + F - (rastvor) - u takvoj reakciji više od 90% kiseline ne disocira:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Jake i slabe kiseline mogu se razlikovati mjerenjem provodljivosti rastvora: provodljivost zavisi od broja jona, što je kiselina jača, što je više disocirana, dakle, što je kiselina jača, to je veća provodljivost.
Lista slabih kiselina
- HF vodonik fluorid
- H 3 PO 4 fosfor
- H 2 SO 3 sumpor
- H 2 S vodonik sulfid
- H 2 CO 3 ugalj
- H 2 SiO 3 silicijum
Jaka osnova
Jake baze se potpuno disociraju u vodi:
NaOH (rastvor) + H 2 O ↔ NH 4
Jake baze uključuju hidrokside metala prve (alkalne, alkalni metali) i druge (alkalinoterene, zemnoalkalne metale) grupe.
Lista jakih baza
- NaOH natrijum hidroksid (kaustična soda)
- KOH kalijum hidroksid (kaustična potaša)
- LiOH litijum hidroksid
- Ba(OH) 2 barijum hidroksid
- Ca(OH) 2 kalcijum hidroksid (gašeno vapno)
Slabi temelji
U reverzibilnoj reakciji u prisustvu vode formira OH - ione:
NH 3 (rastvor) + H 2 O ↔ NH + 4 (rastvor) + OH - (rastvor)
Najslabije baze su anjoni:
F - (rastvor) + H 2 O ↔ HF (rastvor) + OH - (rastvor)
Lista slabih baza
- Mg(OH) 2 magnezijum hidroksid
- Fe(OH) 2 gvožđe(II) hidroksid
- Zn(OH) 2 cink hidroksid
- NH 4 OH amonijum hidroksid
- Fe(OH) 3 gvožđe(III) hidroksid
Reakcije kiselina i baza
Jaka kiselina i jaka baza
Ova reakcija se naziva neutralizacija: kada je količina reagensa dovoljna da potpuno disocira kiselinu i bazu, rezultirajuća otopina će biti neutralna.
primjer:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Slaba baza i slaba kiselina
Opšti tip reakcije:
Slaba baza (rastvor) + H 2 O ↔ Slaba kiselina (rastvor) + OH - (rastvor)
Jaka baza i slaba kiselina
Baza se potpuno disocira, kiselina djelimično disocira, rezultirajući rastvor ima slaba svojstva baze:
HX (rastvor) + OH - (rastvor) ↔ H 2 O + X - (rastvor)
Jaka kiselina i slaba baza
Kiselina se potpuno disocira, baza se ne disocira u potpunosti:
Disocijacija vode
Disocijacija je razlaganje supstance na sastavne molekule. Svojstva kiseline ili baze zavise od ravnoteže koja je prisutna u vodi:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (rastvor) + OH - (rastvor)
K c = / 2
Konstanta ravnoteže vode na t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, vrijedi i sljedeća jednakost: = 10 -14, koja se naziva konstanta disocijacije vode. Za čistu vodu = = 10 -7, dakle -lg = 7,0.
Ova vrijednost (-lg) se naziva pH - potencijal vodika. Ako je pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, tada supstanca ima osnovna svojstva.
Metode za određivanje pH
Instrumentalna metoda
Poseban uređaj, pH metar, je uređaj koji pretvara koncentraciju protona u otopini u električni signal.
Indikatori
Tvar koja mijenja boju u određenom pH rasponu ovisno o kiselosti otopine; pomoću nekoliko indikatora možete postići prilično točan rezultat.
Sol
Sol je jonsko jedinjenje formirano od kationa koji nije H+ i anjona koji nije O2-. U slaboj vodenoj otopini soli se potpuno disociraju.
Odrediti kiselinsko-bazna svojstva otopine soli, potrebno je utvrditi koji su joni prisutni u otopini i razmotriti njihova svojstva: neutralni ioni nastali iz jakih kiselina i baza ne utječu na pH: ne oslobađaju ni H + ni OH - ione u vodi. Na primjer, Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.
Anjoni nastali iz slabih kiselina pokazuju alkalna svojstva (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), katjoni sa alkalnim svojstvima ne postoje.
Svi kationi osim metala prve i druge grupe imaju kisela svojstva.
Puferski rastvor
Otopine koje održavaju svoj pH nivo kada se doda mala količina jake kiseline ili jake baze uglavnom se sastoje od:
- Smjesa slabe kiseline, njene odgovarajuće soli i slabe baze
- Slaba baza, odgovarajuća sol i jaka kiselina
Za pripremu puferske otopine određene kiselosti potrebno je pomiješati slabu kiselinu ili bazu s odgovarajućom soli, uzimajući u obzir:
- pH opseg u kojem će puferski rastvor biti efikasan
- Kapacitet rastvora - količina jake kiseline ili jake baze koja se može dodati bez uticaja na pH rastvora
- Ne bi trebalo biti neželjenih reakcija koje bi mogle promijeniti sastav otopine
Test:
Sve kiseline, njihova svojstva i baze dijele se na jake i slabe. Ali nemojte se usuditi brkati pojmove poput "jake kiseline" ili "jake baze" s njihovom koncentracijom. Na primjer, ne možete napraviti koncentriranu otopinu slabe kiseline ili razrijeđenu otopinu jake baze. Na primjer, hlorovodonična kiselina, kada se rastvori u vodi, daje svakom od dva molekula vode jedan od svojih protona.
Kada dođe do hemijske reakcije u hidronijumu, ion vodonika se vrlo čvrsto vezuje za molekul vode. Sama reakcija će se nastaviti sve dok se njeni reaktanti potpuno ne iscrpe. Naša voda u ovom slučaju igra ulogu baze, jer prima proton iz hlorovodonične kiseline. Kiseline koje se potpuno disociraju u vodenim rastvorima nazivaju se jake.
Kada znamo početnu koncentraciju jake kiseline, onda u ovom slučaju nije teško izračunati koncentraciju hidronijevih iona iona klorida u otopini. Na primjer, ako uzmete i otopite 0,2 mol plinovite klorovodične kiseline u 1 litru vode, koncentracija jona nakon disocijacije bit će potpuno ista.
Primjeri jakih kiselina:
1)
HCl - hlorovodonična kiselina;
2)
HBr—bromovodonik;
3)
HI—hidrogen jodid;
4)
HNO3 - azotna kiselina;
5)
HClO4 - perhlorna kiselina;
6)
H2SO4 je sumporna kiselina.
Sve poznate kiseline (sa izuzetkom sumporne kiseline) su predstavljene u gornjoj listi i monoprotske su, jer njihovi atomi daju po jedan proton; Molekuli sumporne kiseline mogu lako donirati dva svoja protona, zbog čega je sumporna kiselina diprotična.
Jake baze uključuju elektrolite; one se potpuno disociraju u vodenim otopinama i formiraju hidroksidni ion.
Slično kiselinama, izračunavanje koncentracije hidroksidnog jona je vrlo jednostavno ako znate početnu koncentraciju otopine. Na primjer, otopina NaOH s koncentracijom od 2 mol/L disocira u istu koncentraciju iona.
Slabe kiseline. Osnove i svojstva
Što se tiče slabih kiselina, one se ne disociraju potpuno, odnosno djelomično. Vrlo je jednostavno razlikovati jake i slabe kiseline: ako referentna tablica pored naziva kiseline pokazuje njenu konstantu, onda je ta kiselina slaba; ako konstanta nije data, onda je ova kiselina jaka.
Slabe baze takođe dobro reaguju sa vodom i formiraju ravnotežni sistem. Slabe kiseline također karakterizira njihova konstanta disocijacije K.
ELEKTROLITI– supstance čiji rastvori ili taline provode električnu struju.
NEELEKTROLITI– supstance čiji rastvori ili taline ne provode električnu struju.
Disocijacija– razlaganje jedinjenja na jone.
Stepen disocijacije– omjer broja molekula disociranih na jone i ukupnog broja molekula u otopini.
JAKI ELEKTROLITI kada se rastvore u vodi, oni se skoro potpuno raspadaju u jone.
Prilikom pisanja jednadžbi za disocijaciju jakih elektrolita koristi se znak jednakosti.
Jaki elektroliti uključuju:
· Rastvorljive soli ( vidi tabelu rastvorljivosti);
· Mnoge neorganske kiseline: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Pogledaj kiseline-jaki elektroliti u tabeli rastvorljivosti);
· Baze alkalnih (LiOH, NaOH, KOH) i zemnoalkalnih (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) metala ( vidi baze-jake elektrolite u tabeli rastvorljivosti).
SLABI ELEKTROLITI u vodenim rastvorima samo delimično (reverzibilno) disociraju na jone.
Prilikom pisanja jednadžbi disocijacije za slabe elektrolite, ukazuje se na znak reverzibilnosti.
U slabi elektroliti spadaju:
· Gotovo sve organske kiseline i voda (H 2 O);
· Neke neorganske kiseline: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Pogledaj kiseline-slabi elektroliti u tabeli rastvorljivosti);
· Nerastvorljivi metalni hidroksidi (Mg(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( pogledaj teren-cslabih elektrolita u tabeli rastvorljivosti).
Na stepen elektrolitičke disocijacije utiču brojni faktori:
priroda rastvarača i elektrolit: jaki elektroliti su supstance sa ionskim i kovalentnim jako polarnim vezama; dobra jonizujuća sposobnost, tj. sposobnost izazivanja disocijacije tvari posjeduju otapala s visokom dielektričnom konstantom, čiji su molekuli polarni (na primjer, voda);
temperatura: budući da je disocijacija endotermni proces, povećanje temperature povećava vrijednost α;
koncentracija: kada se rastvor razblaži, stepen disocijacije se povećava, a sa povećanjem koncentracije opada;
faza procesa disocijacije: svaka naredna faza je manje efikasna od prethodne, otprilike 1000–10 000 puta; na primjer, za fosfornu kiselinu α 1 > α 2 > α 3:
H3PO4⇄H++H2PO−4 (prva faza, α 1),
H2PO−4⇄H++HPO2−4 (druga faza, α 2),
NPO2−4⇄N++PO3−4 (treći stepen, α 3).
Zbog toga je u rastvoru ove kiseline koncentracija jona vodonika najveća, a koncentracija fosfatnih jona PO3−4 najmanja.
1. Rastvorljivost i stepen disocijacije supstance nisu međusobno povezani. Na primjer, octena kiselina, koja je visoko (neograničeno) rastvorljiva u vodi, slab je elektrolit.
2. Otopina slabog elektrolita sadrži manje od ostalih onih jona koji nastaju u posljednjoj fazi elektrolitičke disocijacije
Utječe i na stepen elektrolitičke disocijacije dodavanjem drugih elektrolita: npr. stepen disocijacije mravlje kiseline
HCOOH ⇄ HCOO − + H +
smanjuje se ako se otopini doda malo natrijevog formata. Ova sol se disocira i formira formatne jone HCOO − :
HCOONa → HCOO−+Na+
Kao rezultat, koncentracija HCOO– jona u otopini raste, a prema Le Chatelierovom principu, povećanje koncentracije formatnih iona pomjera ravnotežu procesa disocijacije mravlje kiseline ulijevo, tj. stepen disocijacije se smanjuje.
Ostwaldov zakon razblaženja- odnos koji izražava ovisnost ekvivalentne električne provodljivosti razrijeđene otopine binarnog slabog elektrolita o koncentraciji otopine:
Ovdje je konstanta disocijacije elektrolita, koncentracija i vrijednosti ekvivalentne električne provodljivosti pri koncentraciji i pri beskonačnom razrjeđivanju, respektivno. Odnos je posljedica zakona masovne akcije i jednakosti
gdje je stepen disocijacije.
Ostwaldov zakon razblaženja izveo je W. Ostwald 1888. godine i eksperimentalno ga je potvrdio. Eksperimentalno utvrđivanje ispravnosti Ostwaldovog zakona razblaženja bilo je od velikog značaja za potkrepljivanje teorije elektrolitičke disocijacije.
Elektrolitička disocijacija vode. Vodonik pH Voda je slab amfoterni elektrolit: H2O H+ + OH- ili tačnije: 2H2O = H3O+ + OH- Konstanta disocijacije vode na 25°C jednaka je: Ova vrijednost konstante odgovara disocijaciji jednog izlaza od sto miliona molekula vode, pa se koncentracija vode može smatrati konstantnom i jednakom 55,55 mol/l (gustina vode 1000 g/l, masa 1 l 1000 g, količina vodene supstance 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55 ,55 mol/l). Tada je ova vrijednost konstantna na datoj temperaturi (25°C), naziva se ionski proizvod vode KW: Disocijacija vode je endotermni proces, pa se s povećanjem temperature, u skladu sa Le Chatelierovim principom, disocijacija intenzivira, jonski proizvod se povećava i dostiže vrijednost od 10-13 na 100°C. U čistoj vodi na 25°C koncentracije vodikovih i hidroksilnih jona su međusobno jednake: = = 10-7 mol/l Otopine u kojima su koncentracije vodonika i hidroksil iona jedna drugoj nazivaju se neutralne. Ako se u čistu vodu doda kiselina, koncentracija vodikovih iona će se povećati i postati veća od 10-7 mol/l, medij će postati kisel, a koncentracija hidroksilnih jona će se trenutno promijeniti tako da ionski proizvod vode zadržava njegova vrijednost je 10-14. Ista stvar će se desiti kada se alkalije dodaju čistoj vodi. Koncentracije vodikovih i hidroksilnih jona međusobno su povezane kroz jonski produkt, pa je, znajući koncentraciju jednog od jona, lako izračunati koncentraciju drugog. Na primjer, ako je = 10-3 mol/l, onda je = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ili ako je = 10-2 mol/l, tada je = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Dakle, koncentracija vodikovih ili hidroksilnih jona može poslužiti kao kvantitativna karakteristika kiselosti ili alkalnosti medija. U praksi se ne koriste koncentracije vodikovih ili hidroksilnih jona, već indikatori pH vodika ili hidroksil pH. Indikator pH vodika jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije vodikovih jona: pH = - lg Hidroksilni indikator pH jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije hidroksilnih jona: pH = - lg Lako je prikazati pomoću uzimajući logaritam ionskog proizvoda vode da je pH + pH = 14 Ako je pH medija 7 - sredina je neutralna, ako je manja od 7 je kisela, a što je niži pH to je veća koncentracija vodikovih iona . pH veći od 7 znači da je okolina alkalna; što je viši pH, veća je koncentracija hidroksilnih jona.
Hidroliza soli" - Formirati ideju o hemiji kao proizvodnoj snazi društva. Sirćetna kiselina CH3COOH je najstarija organska kiselina. U kiselinama postoje karboksilne grupe, ali sve kiseline ovde nisu jake.
Sve kiseline, njihova svojstva i baze dijele se na jake i slabe. Na primjer, ne možete napraviti koncentriranu otopinu slabe kiseline ili razrijeđenu otopinu jake baze. Naša voda u ovom slučaju igra ulogu baze, jer prima proton iz hlorovodonične kiseline. Kiseline koje se potpuno disociraju u vodenim rastvorima nazivaju se jake.
Za okside hidratizirane neograničenim brojem molekula vode, na primjer Tl2O3 n H2O, neprihvatljivo je pisati formule poput Tl(OH)3. Također se ne preporučuje da se takva jedinjenja nazivaju hidroksidima.
Za baze možete kvantifikovati njihovu snagu, odnosno sposobnost da se proton odvoji od kiseline. Sve baze su čvrste materije koje imaju različite boje. Pažnja! Alkalije su veoma kaustične supstance. Ako dođu u dodir s kožom, alkalne otopine uzrokuju teške opekotine koje dugo zacjeljuju; ako dođu u kontakt s očima, mogu uzrokovati sljepoću. Kada se ispaljuju kobaltni minerali koji sadrže arsen, oslobađa se hlapljiv, otrovan arsenov oksid.
Takva svojstva molekula vode već znate. II) i rastvor sirćetne kiseline. HNO2) - samo jedan proton.
Sve baze su čvrste supstance koje imaju različite boje. 1. Djelujte prema indikatorima. Indikatori mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim hemikalijama. U interakciji s bazama mijenjaju svoju boju: indikator metil narandže postaje žut, lakmus indikator postaje plav, a fenolftalein postaje fuksija.
Ohladite posude, na primjer tako što ćete ih staviti u zdjelu s ledom. Tri rastvora će ostati bistra, ali će četvrta brzo postati mutna i počeće da se formira beli talog. Ovde se nalazi barijumova so. Ostavite ovu posudu sa strane. Barij karbonat možete brzo odrediti na drugi način. To je prilično jednostavno za napraviti, sve što vam treba su porculanske čaše za paru i špiritus lampa. Ako je litijumova so, boja će biti svetlo crvena. Inače, da je barijumova so testirana na isti način, boja plamena bi trebala biti zelena.
Elektrolit je tvar koja je u svom čvrstom stanju dielektrik, odnosno ne provodi električnu struju, ali kada se otopi ili rastali postaje provodnik. Zapamtite da stupanj disocijacije i, shodno tome, snaga elektrolita ovise o mnogim faktorima: prirodi samog elektrolita, otapalu i temperaturi. Stoga je i sama ova podjela u određenoj mjeri proizvoljna. Uostalom, ista supstanca može, pod različitim uslovima, biti i jak elektrolit i slab.
Ne dolazi do hidrolize, ne stvaraju se nova jedinjenja, a kiselost medijuma se ne menja. Kako se mijenja kiselost okoline? Za sada ne morate zapisivati jednačine reakcije. Sve što treba da uradimo je da razgovaramo o 4 grupe soli uzastopno i da za svaku od njih damo specifičan „scenarij“ hidrolize. U sljedećem dijelu ćemo početi sa solima koje formiraju slaba baza i jaka kiselina.
Nakon čitanja članka, moći ćete razdvojiti tvari na soli, kiseline i baze. H rastvor, koja opšta svojstva imaju kiseline i baze. Ako misle na definiciju Lewisove kiseline, onda se u tekstu takva kiselina naziva Lewisova kiselina.
Što je ovaj indikator niži, to je kiselina jača. Jaka ili slaba - to je potrebno u priručniku doktora nauka. gledajte, ali morate znati klasiku. Jake kiseline su kiseline koje mogu istisnuti anjon druge kiseline iz soli.