Για να κατανοήσουμε πώς συμβαίνει η υδρόλυση των αλάτων στα υδατικά τους διαλύματα, δίνουμε πρώτα έναν ορισμό αυτής της διαδικασίας.
Ορισμός και χαρακτηριστικά της υδρόλυσης
Αυτή η διαδικασία περιλαμβάνει τη χημική δράση ιόντων νερού με ιόντα άλατος, με αποτέλεσμα το σχηματισμό μιας ασθενούς βάσης (ή οξέος), και επίσης αλλάζει την αντίδραση του μέσου. Οποιοδήποτε άλας μπορεί να αναπαρασταθεί ως προϊόν της χημικής αλληλεπίδρασης μιας βάσης και ενός οξέος. Ανάλογα με τη δύναμή τους, υπάρχουν διάφορες επιλογές για τη διαδικασία.
Τύποι υδρόλυσης
Στη χημεία, εξετάζονται τρεις τύποι αντιδράσεων μεταξύ κατιόντων άλατος και νερού. Κάθε διαδικασία πραγματοποιείται με μια αλλαγή στο pH του περιβάλλοντος, επομένως θεωρείται ότι χρησιμοποιούνται διαφορετικοί τύποι δεικτών για τον προσδιορισμό της τιμής του pH. Για παράδειγμα, η ιώδης λίθος χρησιμοποιείται για όξινο περιβάλλον· η φαινολοφθαλεΐνη είναι κατάλληλη για μια αλκαλική αντίδραση. Ας αναλύσουμε λεπτομερέστερα τα χαρακτηριστικά κάθε επιλογής υδρόλυσης. Οι ισχυρές και οι ασθενείς βάσεις μπορούν να προσδιοριστούν από τον πίνακα διαλυτότητας και η ισχύς των οξέων προσδιορίζεται από τον πίνακα.
Υδρόλυση με κατιόν
Ως παράδειγμα τέτοιου άλατος, λάβετε υπόψη το χλωριούχο σίδηρο (2). Το υδροξείδιο του σιδήρου (2) είναι αδύναμη βάση, ενώ το υδροχλωρικό οξύ είναι ισχυρή βάση. Στη διαδικασία αλληλεπίδρασης με το νερό (υδρόλυση), εμφανίζεται ο σχηματισμός ενός βασικού άλατος (υδροξυχλωριούχος σίδηρος 2) και σχηματίζεται επίσης υδροχλωρικό οξύ. Στο διάλυμα εμφανίζεται ένα όξινο περιβάλλον, το οποίο μπορεί να προσδιοριστεί χρησιμοποιώντας μπλε λυχνία (pH μικρότερο από 7). Σε αυτή την περίπτωση, η ίδια η υδρόλυση προχωρά μέσω του κατιόντος, αφού χρησιμοποιείται μια ασθενής βάση.
Ας δώσουμε ένα άλλο παράδειγμα της εμφάνισης της υδρόλυσης για την περιγραφόμενη περίπτωση. Εξετάστε το άλας χλωριούχου μαγνησίου. Το υδροξείδιο του μαγνησίου είναι μια ασθενής βάση, ενώ το υδροχλωρικό οξύ είναι μια ισχυρή βάση. Στη διαδικασία της αλληλεπίδρασης με τα μόρια του νερού, το χλωριούχο μαγνήσιο μετατρέπεται σε βασικό άλας (υδροξυχλωρίδιο). Το υδροξείδιο του μαγνησίου, του οποίου ο γενικός τύπος παρουσιάζεται ως M(OH) 2, είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό, αλλά το ισχυρό υδροχλωρικό οξύ δίνει στο διάλυμα ένα όξινο περιβάλλον.
Υδρόλυση με ανιόν
Η επόμενη εκδοχή της υδρόλυσης είναι χαρακτηριστική για ένα άλας, το οποίο σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση (αλκάλι) και ένα ασθενές οξύ. Ως παράδειγμα για αυτήν την περίπτωση, εξετάστε το ανθρακικό νάτριο.
Αυτό το άλας περιέχει ισχυρή βάση νατρίου καθώς και ασθενές ανθρακικό οξύ. Η αλληλεπίδραση με τα μόρια του νερού προχωρά με το σχηματισμό ενός όξινου άλατος - διττανθρακικού νατρίου, δηλαδή, λαμβάνει χώρα υδρόλυση στο ανιόν. Επιπλέον, σχηματίζεται το διάλυμα που δίνει στο διάλυμα ένα αλκαλικό περιβάλλον.
Ας δώσουμε ένα άλλο παράδειγμα για αυτήν την περίπτωση. Το θειώδες κάλιο είναι ένα άλας που σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση - καυστικό κάλιο, καθώς και μια αδύναμη. Στη διαδικασία αλληλεπίδρασης με το νερό (υδρόλυση), εμφανίζεται ο σχηματισμός υδροθειώδους καλίου (άλας οξέος) και υδροξειδίου του καλίου (αλκάλι) . Το διάλυμα θα είναι αλκαλικό, το οποίο μπορεί να επιβεβαιωθεί χρησιμοποιώντας φαινολοφθαλεΐνη.
Πλήρης υδρόλυση
Το άλας ενός ασθενούς οξέος και μιας ασθενούς βάσης υφίσταται πλήρη υδρόλυση. Ας προσπαθήσουμε να μάθουμε τι είναι το ιδιαίτερο σε αυτό και ποια προϊόντα θα σχηματιστούν ως αποτέλεσμα αυτής της χημικής αντίδρασης.
Ας αναλύσουμε την υδρόλυση μιας ασθενούς βάσης και ενός ασθενούς οξέος χρησιμοποιώντας το παράδειγμα θειούχου αργιλίου. Αυτό το άλας σχηματίζεται από το υδροξείδιο του αργιλίου, το οποίο είναι μια αδύναμη βάση, και επίσης από ασθενές υδροσουλφιδικό οξύ. Κατά την αλληλεπίδραση με το νερό, παρατηρείται πλήρης υδρόλυση, ως αποτέλεσμα της οποίας σχηματίζεται αέριο υδρόθειο, καθώς και υδροξείδιο του αργιλίου με τη μορφή ιζήματος. Αυτή η αλληλεπίδραση συμβαίνει τόσο μέσω του κατιόντος όσο και του ανιόντος, επομένως αυτή η εκδοχή της υδρόλυσης θεωρείται πλήρης.
Επίσης, ως παράδειγμα της αλληλεπίδρασης αυτού του τύπου άλατος με νερό, μπορεί να αναφερθεί το θειούχο μαγνήσιο. Αυτό το άλας περιέχει υδροξείδιο του μαγνησίου, ο τύπος του είναι Mg(OH)2. Είναι αδύναμη βάση και αδιάλυτη στο νερό. Επιπλέον, μέσα στο θειούχο μαγνήσιο υπάρχει υδρόθειο οξύ, το οποίο είναι ασθενές. Κατά την αλληλεπίδραση με το νερό, λαμβάνει χώρα πλήρης υδρόλυση (με κατιόν και ανιόν), με αποτέλεσμα το σχηματισμό υδροξειδίου του μαγνησίου με τη μορφή ιζήματος και το υδρόθειο απελευθερώνεται επίσης ως αέριο.
Αν σκεφτούμε την υδρόλυση ενός άλατος που σχηματίζεται από ένα ισχυρό οξύ και μια ισχυρή βάση, θα πρέπει να σημειωθεί ότι δεν συμβαίνει. Το μέσο σε διαλύματα αλάτων όπως το χλωριούχο κάλιο παραμένει ουδέτερο.
συμπέρασμα
Ισχυρές και ασθενείς βάσεις, οξέα που σχηματίζουν άλατα, επηρεάζουν το αποτέλεσμα της υδρόλυσης και την αντίδραση του μέσου στο διάλυμα που προκύπτει. Παρόμοιες διαδικασίες είναι ευρέως διαδεδομένες στη φύση.
Η υδρόλυση έχει ιδιαίτερη σημασία στον χημικό μετασχηματισμό του φλοιού της γης. Περιέχει μεταλλικά σουλφίδια που είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό. Καθώς υδρολύονται, σχηματίζεται υδρόθειο και απελευθερώνεται κατά την ηφαιστειακή δραστηριότητα στην επιφάνεια της γης.
Όταν τα πυριτικά πετρώματα μετατρέπονται σε υδροξείδια, προκαλούν σταδιακή καταστροφή των πετρωμάτων. Για παράδειγμα, ένα ορυκτό όπως ο μαλαχίτης είναι προϊόν υδρόλυσης ανθρακικών χαλκού.
Μια εντατική διαδικασία υδρόλυσης εμφανίζεται επίσης στον Παγκόσμιο Ωκεανό. και το ασβέστιο, που παρασύρονται από το νερό, έχουν ελαφρώς αλκαλικό περιβάλλον. Σε τέτοιες συνθήκες, η διαδικασία της φωτοσύνθεσης στα θαλάσσια φυτά προχωρά καλά και οι θαλάσσιοι οργανισμοί αναπτύσσονται πιο εντατικά.
Το λάδι περιέχει ακαθαρσίες νερού και άλατα ασβεστίου και μαγνησίου. Στη διαδικασία θέρμανσης του πετρελαίου, αλληλεπιδρούν με τους υδρατμούς. Κατά την υδρόλυση, σχηματίζεται υδροχλώριο, το οποίο, όταν αλληλεπιδρά με το μέταλλο, καταστρέφει τον εξοπλισμό.
Αφού διαβάσετε το άρθρο, θα μπορείτε να διαχωρίσετε τις ουσίες σε άλατα, οξέα και βάσεις. Το άρθρο περιγράφει ποιο είναι το pH ενός διαλύματος και ποιες γενικές ιδιότητες έχουν τα οξέα και οι βάσεις.
Με απλά λόγια, ένα οξύ είναι οτιδήποτε με Η και μια βάση είναι οτιδήποτε με ΟΗ. ΑΛΛΑ! Δεν είναι πάντα. Για να ξεχωρίσετε ένα οξύ από μια βάση, πρέπει να τα... θυμάστε! Μετανιώνω. Για να κάνουμε τη ζωή τουλάχιστον κάπως πιο εύκολη, τρεις από τους φίλους μας, ο Arrhenius και ο Brønsted και ο Lowry, κατέληξαν σε δύο θεωρίες που ονομάζονται μετά από αυτούς.
Όπως τα μέταλλα και τα αμέταλλα, τα οξέα και οι βάσεις είναι η διαίρεση των ουσιών με βάση παρόμοιες ιδιότητες. Η πρώτη θεωρία οξέων και βάσεων ανήκε στον Σουηδό επιστήμονα Arrhenius. Σύμφωνα με τον Arrhenius, ένα οξύ είναι μια κατηγορία ουσιών που, όταν αντιδρούν με το νερό, διασπώνται (διασπώνται), σχηματίζοντας το κατιόν υδρογόνου H +. Οι βάσεις Arrhenius σε υδατικό διάλυμα σχηματίζουν ΟΗ - ανιόντα. Η επόμενη θεωρία προτάθηκε το 1923 από τους επιστήμονες Bronsted και Lowry. Η θεωρία Brønsted-Lowry ορίζει τα οξέα ως ουσίες ικανές να δώσουν ένα πρωτόνιο σε μια αντίδραση (ένα κατιόν υδρογόνου ονομάζεται πρωτόνιο στις αντιδράσεις). Οι βάσεις, κατά συνέπεια, είναι ουσίες που μπορούν να δεχτούν ένα πρωτόνιο σε μια αντίδραση. Η επί του παρόντος σχετική θεωρία είναι η θεωρία Lewis. Η θεωρία Lewis ορίζει τα οξέα ως μόρια ή ιόντα ικανά να δέχονται ζεύγη ηλεκτρονίων, σχηματίζοντας έτσι προσαγωγές Lewis (το προϊόν προσθήκης είναι μια ένωση που σχηματίζεται από το συνδυασμό δύο αντιδραστηρίων χωρίς να σχηματίζονται παραπροϊόντα).
Στην ανόργανη χημεία, κατά κανόνα, οξύ σημαίνει οξύ Bronsted-Lowry, δηλαδή ουσίες ικανές να δώσουν ένα πρωτόνιο. Αν εννοούν τον ορισμό ενός οξέος Lewis, τότε στο κείμενο ένα τέτοιο οξύ ονομάζεται οξύ Lewis. Αυτοί οι κανόνες ισχύουν για οξέα και βάσεις.
Διάσταση
Η διάσπαση είναι η διαδικασία αποσύνθεσης μιας ουσίας σε ιόντα σε διαλύματα ή τήγματα. Για παράδειγμα, η διάσταση του υδροχλωρικού οξέος είναι η αποσύνθεση του HCl σε H + και Cl -.
Ιδιότητες οξέων και βάσεων
Οι βάσεις τείνουν να αισθάνονται σαν σαπουνάδα στην αφή, ενώ τα οξέα γενικά έχουν ξινή γεύση.
Όταν μια βάση αντιδρά με πολλά κατιόντα, σχηματίζεται ένα ίζημα. Όταν ένα οξύ αντιδρά με ανιόντα, συνήθως απελευθερώνεται ένα αέριο.
Οξέα που χρησιμοποιούνται συνήθως:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3
Βάσεις που χρησιμοποιούνται συνήθως:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −
Ισχυρά και αδύναμα οξέα και βάσεις
Ισχυρά οξέα
Τέτοια οξέα που διασπώνται πλήρως στο νερό, παράγοντας κατιόντα υδρογόνου Η+ και ανιόντα. Ένα παράδειγμα ισχυρού οξέος είναι το υδροχλωρικό οξύ HCl:
HCl (διάλυμα) + H 2 O (l) → H 3 O + (διάλυμα) + Cl - (διάλυμα)
Παραδείγματα ισχυρών οξέων: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Κατάλογος ισχυρών οξέων
- HCl - υδροχλωρικό οξύ
- HBr - υδροβρώμιο
- HI - υδροιώδιο
- HNO 3 - νιτρικό οξύ
- HClO 4 - υπερχλωρικό οξύ
- H 2 SO 4 - θειικό οξύ
Αδύναμα οξέα
Μόνο μερικώς διαλυμένο σε νερό, για παράδειγμα, HF:
HF (διάλυμα) + H2O (l) → H3O + (διάλυμα) + F - (διάλυμα) - σε μια τέτοια αντίδραση περισσότερο από το 90% του οξέος δεν διασπάται:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Τα ισχυρά και τα αδύναμα οξέα μπορούν να διακριθούν με τη μέτρηση της αγωγιμότητας των διαλυμάτων: η αγωγιμότητα εξαρτάται από τον αριθμό των ιόντων, όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο πιο διάσπαση είναι, επομένως, όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο μεγαλύτερη είναι η αγωγιμότητα.
Κατάλογος ασθενών οξέων
- Υδροφθόριο HF
- H 3 PO 4 φωσφορικό
- H 2 SO 3 θειούχο
- H 2 S υδρόθειο
- H 2 CO 3 άνθρακας
- H 2 SiO 3 πυρίτιο
Ισχυρά εδάφη
Οι ισχυρές βάσεις διασπώνται πλήρως στο νερό:
NaOH (διάλυμα) + H 2 O ↔ NH 4
Οι ισχυρές βάσεις περιλαμβάνουν υδροξείδια μετάλλων της πρώτης (αλκάλια, μέταλλα αλκαλίων) και της δεύτερης (αλκαλινοθερένια, μέταλλα αλκαλικών γαιών).
Λίστα ισχυρών βάσεων
- NaOH υδροξείδιο του νατρίου (καυστική σόδα)
- KOH υδροξείδιο του καλίου (καυστική ποτάσα)
- LiOH υδροξείδιο λιθίου
- Ba(OH) 2 υδροξείδιο του βαρίου
- Ca(OH) 2 υδροξείδιο του ασβεστίου (σβησμένος ασβέστης)
Αδύναμα θεμέλια
Σε μια αναστρέψιμη αντίδραση παρουσία νερού, σχηματίζει ιόντα ΟΗ:
NH 3 (διάλυμα) + H 2 O ↔ NH + 4 (διάλυμα) + OH - (διάλυμα)
Οι πιο αδύναμες βάσεις είναι ανιόντα:
F - (διάλυμα) + H 2 O ↔ HF (διάλυμα) + OH - (διάλυμα)
Λίστα αδύναμων βάσεων
- Mg(OH) 2 υδροξείδιο μαγνησίου
- Fe(OH) 2 υδροξείδιο σιδήρου(II).
- Zn(OH) 2 υδροξείδιο ψευδαργύρου
- NH 4 OH υδροξείδιο του αμμωνίου
- Fe(OH) 3 υδροξείδιο σιδήρου(III).
Αντιδράσεις οξέων και βάσεων
Ισχυρό οξύ και ισχυρή βάση
Αυτή η αντίδραση ονομάζεται εξουδετέρωση: όταν η ποσότητα των αντιδραστηρίων είναι επαρκής για να διαχωριστεί πλήρως το οξύ και η βάση, το διάλυμα που προκύπτει θα είναι ουδέτερο.
Παράδειγμα:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Ασθενής βάση και ασθενές οξύ
Γενικός τύπος αντίδρασης:
Ασθενής βάση (διάλυμα) + H 2 O ↔ Ασθενές οξύ (διάλυμα) + ΟΗ - (διάλυμα)
Ισχυρή βάση και ασθενές οξύ
Η βάση διασπάται πλήρως, το οξύ διασπάται μερικώς, το διάλυμα που προκύπτει έχει ασθενείς ιδιότητες μιας βάσης:
HX (διάλυμα) + OH - (διάλυμα) ↔ H 2 O + X - (διάλυμα)
Ισχυρό οξύ και αδύναμη βάση
Το οξύ διασπάται πλήρως, η βάση δεν διασπάται πλήρως:
Διάσπαση νερού
Διάσπαση είναι η διάσπαση μιας ουσίας στα συστατικά της μόρια. Οι ιδιότητες ενός οξέος ή μιας βάσης εξαρτώνται από την ισορροπία που υπάρχει στο νερό:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (διάλυμα) + OH - (διάλυμα)
K c = / 2
Η σταθερά ισορροπίας του νερού στους t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, ισχύει και η ακόλουθη ισότητα: = 10 -14, που ονομάζεται σταθερά διάστασης του νερού. Για καθαρό νερό = = 10 -7, επομένως -lg = 7,0.
Αυτή η τιμή (-lg) ονομάζεται pH - δυναμικό υδρογόνου. Εάν το pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, τότε η ουσία έχει βασικές ιδιότητες.
Μέθοδοι για τον προσδιορισμό του pH
Ενόργανη μέθοδος
Μια ειδική συσκευή, ένας μετρητής pH, είναι μια συσκευή που μετατρέπει τη συγκέντρωση των πρωτονίων σε ένα διάλυμα σε ηλεκτρικό σήμα.
δείκτες
Μια ουσία που αλλάζει χρώμα σε ένα συγκεκριμένο εύρος pH ανάλογα με την οξύτητα του διαλύματος· χρησιμοποιώντας διάφορους δείκτες μπορείτε να επιτύχετε ένα αρκετά ακριβές αποτέλεσμα.
Αλας
Ένα άλας είναι μια ιοντική ένωση που σχηματίζεται από ένα κατιόν διαφορετικό από το H+ και ένα ανιόν διαφορετικό από το O2-. Σε ένα ασθενές υδατικό διάλυμα, τα άλατα διασπώνται πλήρως.
Για τον προσδιορισμό των ιδιοτήτων οξέος-βάσης ενός διαλύματος άλατος, είναι απαραίτητο να προσδιοριστούν ποια ιόντα υπάρχουν στο διάλυμα και να ληφθούν υπόψη οι ιδιότητές τους: ουδέτερα ιόντα που σχηματίζονται από ισχυρά οξέα και βάσεις δεν επηρεάζουν το pH: δεν απελευθερώνουν ιόντα H + ή OH - στο νερό. Για παράδειγμα, Cl-, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.
Τα ανιόντα που σχηματίζονται από ασθενή οξέα παρουσιάζουν αλκαλικές ιδιότητες (F-, CH 3 COO -, CO 2- 3)· κατιόντα με αλκαλικές ιδιότητες δεν υπάρχουν.
Όλα τα κατιόντα εκτός από τα μέταλλα της πρώτης και δεύτερης ομάδας έχουν όξινες ιδιότητες.
Ρυθμιστικό διάλυμα
Τα διαλύματα που διατηρούν το επίπεδο pH τους όταν προστίθεται μικρή ποσότητα ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης αποτελούνται κυρίως από:
- Μίγμα ασθενούς οξέος, του αντίστοιχου άλατος και ασθενούς βάσης
- Ασθενής βάση, αντίστοιχο αλάτι και ισχυρό οξύ
Για να παρασκευαστεί ένα ρυθμιστικό διάλυμα ορισμένης οξύτητας, είναι απαραίτητο να αναμειχθεί ένα ασθενές οξύ ή βάση με το κατάλληλο αλάτι, λαμβάνοντας υπόψη:
- Εύρος pH στο οποίο το ρυθμιστικό διάλυμα θα είναι αποτελεσματικό
- Χωρητικότητα διαλύματος - η ποσότητα ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης που μπορεί να προστεθεί χωρίς να επηρεαστεί το pH του διαλύματος
- Δεν πρέπει να υπάρχουν ανεπιθύμητες αντιδράσεις που θα μπορούσαν να αλλάξουν τη σύνθεση του διαλύματος
Δοκιμή:
Όλα τα οξέα, οι ιδιότητες και οι βάσεις τους χωρίζονται σε ισχυρά και αδύναμα. Αλλά μην τολμήσετε να συγχέετε έννοιες όπως «ισχυρό οξύ» ή «ισχυρή βάση» με τη συγκέντρωσή τους. Για παράδειγμα, δεν μπορείτε να φτιάξετε ένα συμπυκνωμένο διάλυμα ασθενούς οξέος ή ένα αραιό διάλυμα ισχυρής βάσης. Για παράδειγμα, το υδροχλωρικό οξύ, όταν διαλύεται στο νερό, δίνει σε καθένα από τα δύο μόρια νερού ένα από τα πρωτόνια του.
Όταν συμβαίνει μια χημική αντίδραση στο ιόν υδρονίου, το ιόν υδρογόνου συνδέεται πολύ σφιχτά με το μόριο του νερού. Η ίδια η αντίδραση θα συνεχιστεί μέχρι να εξαντληθούν πλήρως τα αντιδρώντα του. Το νερό μας σε αυτή την περίπτωση παίζει το ρόλο της βάσης, αφού δέχεται ένα πρωτόνιο από το υδροχλωρικό οξύ. Τα οξέα που διασπώνται πλήρως σε υδατικά διαλύματα ονομάζονται ισχυρά.
Όταν γνωρίζουμε την ίδια την αρχική συγκέντρωση ενός ισχυρού οξέος, τότε σε αυτή την περίπτωση δεν είναι δύσκολο να υπολογίσουμε τη συγκέντρωση ιόντων υδρονίου και ιόντων χλωρίου στο διάλυμα. Για παράδειγμα, εάν πάρετε και διαλύσετε 0,2 mol αέριου υδροχλωρικού οξέος σε 1 λίτρο νερού, η συγκέντρωση των ιόντων μετά τη διάσπαση θα είναι ακριβώς η ίδια.
Παραδείγματα ισχυρών οξέων:
1)
HCl - υδροχλωρικό οξύ;
2)
HBr-υδροβρώμιο;
3)
HI-υδρογόνο;
4)
HNO3 - νιτρικό οξύ;
5)
HClO4 - υπερχλωρικό οξύ;
6)
Το H2SO4 είναι θειικό οξύ.
Όλα τα γνωστά οξέα (με εξαίρεση το θειικό οξύ) παρουσιάζονται στον παραπάνω κατάλογο και είναι μονοπρωτικά, καθώς τα άτομά τους δίνουν ένα πρωτόνιο το καθένα. Τα μόρια θειικού οξέος μπορούν εύκολα να δωρίσουν δύο από τα πρωτόνια τους, γι' αυτό και το θειικό οξύ είναι διπρωτικό.
Οι ισχυρές βάσεις περιλαμβάνουν ηλεκτρολύτες· αυτοί διασπώνται πλήρως σε υδατικά διαλύματα για να σχηματίσουν ένα ιόν υδροξειδίου.
Παρόμοια με τα οξέα, ο υπολογισμός της συγκέντρωσης του ιόντος υδροξειδίου είναι πολύ απλός εάν γνωρίζετε την αρχική συγκέντρωση του διαλύματος. Για παράδειγμα, ένα διάλυμα NaOH με συγκέντρωση 2 mol/L διασπάται στην ίδια συγκέντρωση ιόντων.
Αδύναμα οξέα. Βάσεις και ιδιότητες
Όσο για τα αδύναμα οξέα, δεν διασπώνται πλήρως, δηλαδή εν μέρει. Είναι πολύ απλό να γίνει διάκριση μεταξύ ισχυρών και ασθενών οξέων: εάν ο πίνακας αναφοράς δίπλα στο όνομα του οξέος δείχνει τη σταθερά του, τότε αυτό το οξύ είναι ασθενές. αν δεν δοθεί η σταθερά, τότε αυτό το οξύ είναι ισχυρό.
Οι αδύναμες βάσεις αντιδρούν επίσης καλά με το νερό για να σχηματίσουν ένα σύστημα ισορροπίας. Τα αδύναμα οξέα χαρακτηρίζονται επίσης από τη σταθερά διάστασής τους Κ.
ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ– ουσίες των οποίων τα διαλύματα ή τα τήγματα διεξάγουν ηλεκτρικό ρεύμα.
ΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ– ουσίες των οποίων τα διαλύματα ή τα τήγματα δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα.
Διάσταση– αποσύνθεση ενώσεων σε ιόντα.
Βαθμός διάσπασης– η αναλογία του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των μορίων στο διάλυμα.
ΙΣΧΥΡΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣόταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα.
Όταν γράφουμε εξισώσεις για τη διάσταση ισχυρών ηλεκτρολυτών, χρησιμοποιείται ένα πρόσημο ίσου.
Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:
· Διαλυτά άλατα ( βλέπε πίνακα διαλυτότητας);
· Πολλά ανόργανα οξέα: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Κοίτα ηλεκτρολύτες ισχυροί σε οξέα στον πίνακα διαλυτότητας);
· Βάσεις αλκαλίων (LiOH, NaOH, KOH) και αλκαλικών γαιών (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) μετάλλων ( δείτε βάσεις-ισχυρούς ηλεκτρολύτες στον πίνακα διαλυτότητας).
ΑΔΥΝΑΜΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣσε υδατικά διαλύματα μόνο μερικώς (αναστρέψιμα) διασπώνται σε ιόντα.
Όταν γράφετε εξισώσεις διάστασης για ασθενείς ηλεκτρολύτες, υποδεικνύεται το πρόσημο της αναστρεψιμότητας.
Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:
· Σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα και νερό (H 2 O).
· Μερικά ανόργανα οξέα: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Κοίτα οξέα-ασθενείς ηλεκτρολύτες στον πίνακα διαλυτότητας);
· Αδιάλυτα υδροξείδια μετάλλων (Mg(OH) 2, Fe(OH) 2, Zn(OH) 2) ( κοίτα τα γήπεδα-ντοασθενείς ηλεκτρολύτες στον πίνακα διαλυτότητας).
Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης επηρεάζεται από διάφορους παράγοντες:
φύση του διαλύτη και ηλεκτρολύτη: οι ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι ουσίες με ιοντικούς και ομοιοπολικούς ισχυρά πολικούς δεσμούς. καλή ιονιστική ικανότητα, δηλ. την ικανότητα πρόκλησης διάστασης ουσιών διαθέτουν διαλύτες με υψηλή διηλεκτρική σταθερά, τα μόρια των οποίων είναι πολικά (για παράδειγμα, νερό).
θερμοκρασία: δεδομένου ότι η διάσταση είναι μια ενδόθερμη διαδικασία, η αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνει την τιμή του α.
συγκέντρωση: όταν το διάλυμα αραιώνεται, ο βαθμός διάστασης αυξάνεται και με την αύξηση της συγκέντρωσης μειώνεται.
στάδιο της διαδικασίας διάσπασης: κάθε επόμενο στάδιο είναι λιγότερο αποτελεσματικό από το προηγούμενο, περίπου 1000–10.000 φορές. για παράδειγμα, για το φωσφορικό οξύ α 1 > α 2 > α 3:
H3PO4⇄H++H2PO−4 (πρώτο στάδιο, α 1),
H2PO−4⇄H++HPO2−4 (δεύτερο στάδιο, α2),
НPO2−4⇄Н++PO3−4 (τρίτο στάδιο, α 3).
Για το λόγο αυτό, σε ένα διάλυμα αυτού του οξέος η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου είναι η υψηλότερη και η συγκέντρωση των φωσφορικών ιόντων PO3−4 είναι η χαμηλότερη.
1. Η διαλυτότητα και ο βαθμός διάστασης μιας ουσίας δεν σχετίζονται μεταξύ τους. Για παράδειγμα, το οξικό οξύ, το οποίο είναι εξαιρετικά (απεριόριστα) διαλυτό στο νερό, είναι ένας ασθενής ηλεκτρολύτης.
2. Ένα διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη περιέχει λιγότερα από άλλα εκείνα τα ιόντα που σχηματίζονται στο τελευταίο στάδιο της ηλεκτρολυτικής διάστασης
Επηρεάζεται επίσης ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης προσθέτοντας άλλους ηλεκτρολύτες: π.χ. βαθμός διάστασης μυρμηκικού οξέος
HCOOH ⇄ HCOO − + H +
μειώνεται εάν προστεθεί λίγο μυρμηκικό νάτριο στο διάλυμα. Αυτό το άλας διασπάται για να σχηματίσει μυρμηκικά ιόντα HCOO − :
HCOONa → HCOO−+Na+
Ως αποτέλεσμα, η συγκέντρωση των ιόντων HCOO– στο διάλυμα αυξάνεται και σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, μια αύξηση στη συγκέντρωση των μυρμηκικών ιόντων μετατοπίζει την ισορροπία της διαδικασίας διάστασης του μυρμηκικού οξέος προς τα αριστερά, δηλ. ο βαθμός διάστασης μειώνεται.
Νόμος αραίωσης του Ostwald- μια σχέση που εκφράζει την εξάρτηση της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας ενός αραιού διαλύματος ενός δυαδικού ασθενούς ηλεκτρολύτη από τη συγκέντρωση του διαλύματος:
Εδώ είναι η σταθερά διάστασης ηλεκτρολυτών, είναι η συγκέντρωση και είναι οι τιμές της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας σε συγκέντρωση και σε άπειρη αραίωση, αντίστοιχα. Η σχέση είναι συνέπεια του νόμου της μαζικής δράσης και της ισότητας
πού είναι ο βαθμός διάστασης.
Ο νόμος της αραίωσης του Ostwald προήλθε από τον W. Ostwald το 1888 και τον επιβεβαίωσε επίσης πειραματικά. Η πειραματική διαπίστωση της ορθότητας του νόμου της αραίωσης του Ostwald είχε μεγάλη σημασία για την τεκμηρίωση της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης.
Ηλεκτρολυτική διάσταση νερού. Υδρογόνο pH Το νερό είναι ένας ασθενής αμφοτερικός ηλεκτρολύτης: H2O H+ + OH- ή, ακριβέστερα: 2H2O = H3O+ + OH- Η σταθερά διάστασης του νερού στους 25°C είναι ίση με: Αυτή η τιμή της σταθεράς αντιστοιχεί στη διάσταση ενός out εκατό εκατομμυρίων μορίων νερού, επομένως η συγκέντρωση του νερού μπορεί να θεωρηθεί σταθερή και ίση με 55,55 mol/l (πυκνότητα νερού 1000 g/l, μάζα 1 l 1000 g, ποσότητα ουσίας νερού 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55 ,55 mol/l). Τότε αυτή η τιμή είναι σταθερή σε μια δεδομένη θερμοκρασία (25°C), ονομάζεται ιοντικό γινόμενο του νερού KW: Η διάσταση του νερού είναι μια ενδόθερμη διαδικασία, επομένως, με την αύξηση της θερμοκρασίας, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η διάσταση εντείνεται. Το ιοντικό προϊόν αυξάνεται και φτάνει σε τιμή 10-13 στους 100°C. Σε καθαρό νερό στους 25°C, οι συγκεντρώσεις ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου είναι ίσες μεταξύ τους: = = 10-7 mol/l Τα διαλύματα στα οποία οι συγκεντρώσεις ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου είναι ίσες μεταξύ τους ονομάζονται ουδέτερα. Εάν προστεθεί ένα οξύ σε καθαρό νερό, η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου θα αυξηθεί και θα γίνει μεγαλύτερη από 10-7 mol/l, το μέσο θα γίνει όξινο και η συγκέντρωση των ιόντων υδροξυλίου θα αλλάξει αμέσως έτσι ώστε το ιοντικό προϊόν του νερού να διατηρείται η τιμή του είναι 10-14. Το ίδιο θα συμβεί όταν προσθέτουμε αλκάλια σε καθαρό νερό. Οι συγκεντρώσεις των ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου σχετίζονται μεταξύ τους μέσω του ιοντικού προϊόντος, επομένως, γνωρίζοντας τη συγκέντρωση ενός από τα ιόντα, είναι εύκολο να υπολογιστεί η συγκέντρωση του άλλου. Για παράδειγμα, εάν = 10-3 mol/l, τότε = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ή εάν = 10-2 mol/l, τότε = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Έτσι, η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου ή υδροξυλίου μπορεί να χρησιμεύσει ως ποσοτικό χαρακτηριστικό της οξύτητας ή της αλκαλικότητας του μέσου. Στην πράξη, δεν χρησιμοποιούν τις συγκεντρώσεις υδρογόνου ή ιόντων υδροξυλίου, αλλά τους δείκτες pH υδρογόνου ή pH υδροξυλίου. Ο δείκτης pH του υδρογόνου είναι ίσος με τον αρνητικό δεκαδικό λογάριθμο της συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου: pH = - lg Ο δείκτης υδροξυλίου pH είναι ίσος με τον αρνητικό δεκαδικό λογάριθμο της συγκέντρωσης των ιόντων υδροξυλίου: pH = - log Είναι εύκολο να φανεί με λαμβάνοντας τον λογάριθμο του ιοντικού προϊόντος του νερού που pH + pH = 14 Εάν το pH του μέσου είναι 7 - το περιβάλλον είναι ουδέτερο, εάν είναι μικρότερο από 7 είναι όξινο και όσο χαμηλότερο είναι το pH, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου . pH μεγαλύτερο από 7 σημαίνει ότι το περιβάλλον είναι αλκαλικό· όσο υψηλότερο είναι το pH, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων υδροξυλίου.
Υδρόλυση αλατιού" - Για να σχηματίσετε μια ιδέα για τη χημεία ως παραγωγική δύναμη της κοινωνίας. Το οξικό οξύ CH3COOH είναι το αρχαιότερο από τα οργανικά οξέα. Στα οξέα υπάρχουν καρβοξυλομάδες, αλλά όλα τα οξέα εδώ δεν είναι ισχυρά.
Όλα τα οξέα, οι ιδιότητες και οι βάσεις τους χωρίζονται σε ισχυρά και αδύναμα. Για παράδειγμα, δεν μπορείτε να φτιάξετε ένα συμπυκνωμένο διάλυμα ασθενούς οξέος ή ένα αραιό διάλυμα ισχυρής βάσης. Το νερό μας σε αυτή την περίπτωση παίζει το ρόλο της βάσης, αφού δέχεται ένα πρωτόνιο από το υδροχλωρικό οξύ. Τα οξέα που διασπώνται πλήρως σε υδατικά διαλύματα ονομάζονται ισχυρά.
Για οξείδια που ενυδατώνονται από απροσδιόριστο αριθμό μορίων νερού, για παράδειγμα Tl2O3 n H2O, είναι απαράδεκτο να γράφονται τύποι όπως Tl(OH)3. Δεν συνιστάται επίσης να ονομάζουμε τέτοιες ενώσεις υδροξείδια.
Για τις βάσεις, μπορείτε να ποσοτικοποιήσετε τη δύναμή τους, δηλαδή την ικανότητα αφαίρεσης ενός πρωτονίου από ένα οξύ. Όλες οι βάσεις είναι στερεά που έχουν διαφορετικά χρώματα. Προσοχή! Τα αλκάλια είναι πολύ καυστικές ουσίες. Εάν έρθουν σε επαφή με το δέρμα, τα αλκαλικά διαλύματα προκαλούν σοβαρά εγκαύματα που θεραπεύονται μακράς διάρκειας· εάν έρθουν σε επαφή με τα μάτια, μπορεί να προκαλέσουν τύφλωση. Όταν τα ορυκτά κοβαλτίου που περιέχουν αρσενικό πυροδοτούνται, απελευθερώνεται πτητικό, τοξικό οξείδιο του αρσενικού.
Γνωρίζετε ήδη τέτοιες ιδιότητες του μορίου του νερού. II) και διάλυμα οξικού οξέος. HNO2) - μόνο ένα πρωτόνιο.
Όλες οι βάσεις είναι στερεές ουσίες που έχουν διαφορετικά χρώματα. 1. Ενεργήστε βάσει δεικτών. Οι δείκτες αλλάζουν χρώμα ανάλογα με την αλληλεπίδραση με διαφορετικές χημικές ουσίες. Όταν αλληλεπιδρούν με βάσεις, αλλάζουν το χρώμα τους: ο δείκτης πορτοκαλί μεθυλίου γίνεται κίτρινος, ο δείκτης λακκούβας γίνεται μπλε και η φαινολοφθαλεΐνη γίνεται φούξια.
Ψύξτε τα δοχεία, για παράδειγμα τοποθετώντας τα σε ένα μπολ με πάγο. Τρία διαλύματα θα παραμείνουν διαυγή, αλλά το τέταρτο θα γίνει γρήγορα θολό και ένα λευκό ίζημα θα αρχίσει να σχηματίζεται. Εδώ βρίσκεται το άλας βαρίου. Αφήστε αυτό το δοχείο στην άκρη. Μπορείτε να προσδιορίσετε γρήγορα το ανθρακικό βάριο με άλλο τρόπο. Είναι αρκετά εύκολο να το κάνετε, το μόνο που χρειάζεστε είναι πορσελάνινα φλιτζάνια στον ατμό και μια λάμπα αλκοολούχων ποτών. Εάν πρόκειται για άλας λιθίου, το χρώμα θα είναι έντονο κόκκινο. Παρεμπιπτόντως, αν το αλάτι βαρίου είχε δοκιμαστεί με τον ίδιο τρόπο, το χρώμα της φλόγας θα έπρεπε να ήταν πράσινο.
Ο ηλεκτρολύτης είναι μια ουσία που στη στερεά της κατάσταση είναι διηλεκτρική, δηλαδή δεν άγει ηλεκτρικό ρεύμα, αλλά όταν διαλυθεί ή λιώσει γίνεται αγωγός. Θυμηθείτε ότι ο βαθμός διάστασης και, κατά συνέπεια, η ισχύς του ηλεκτρολύτη εξαρτώνται από πολλούς παράγοντες: τη φύση του ίδιου του ηλεκτρολύτη, τον διαλύτη και τη θερμοκρασία. Επομένως, αυτή η ίδια η διαίρεση είναι σε κάποιο βαθμό αυθαίρετη. Εξάλλου, η ίδια ουσία μπορεί, υπό διαφορετικές συνθήκες, να είναι και ισχυρός ηλεκτρολύτης και αδύναμος.
Δεν λαμβάνει χώρα υδρόλυση, δεν σχηματίζονται νέες ενώσεις και η οξύτητα του μέσου δεν αλλάζει. Πώς αλλάζει η οξύτητα του περιβάλλοντος; Δεν χρειάζεται να γράψετε τις εξισώσεις αντίδρασης προς το παρόν. Το μόνο που έχουμε να κάνουμε είναι να συζητήσουμε διαδοχικά 4 ομάδες αλάτων και να δώσουμε ένα συγκεκριμένο «σενάριο» υδρόλυσης για καθεμία από αυτές. Στο επόμενο μέρος, θα ξεκινήσουμε με τα άλατα που σχηματίζονται από μια αδύναμη βάση και ένα ισχυρό οξύ.
Αφού διαβάσετε το άρθρο, θα μπορείτε να διαχωρίσετε τις ουσίες σε άλατα, οξέα και βάσεις. Διάλυμα Η, ποιες γενικές ιδιότητες έχουν τα οξέα και οι βάσεις. Αν εννοούν τον ορισμό ενός οξέος Lewis, τότε στο κείμενο ένα τέτοιο οξύ ονομάζεται οξύ Lewis.
Όσο χαμηλότερος είναι αυτός ο δείκτης, τόσο ισχυρότερο είναι το οξύ. Ισχυρός ή αδύναμος - αυτό είναι απαραίτητο στο βιβλίο αναφοράς Ph.D. παρακολουθήστε, αλλά πρέπει να γνωρίζετε τα κλασικά. Τα ισχυρά οξέα είναι οξέα που μπορούν να εκτοπίσουν το ανιόν ενός άλλου οξέος από ένα άλας.