For å forstå hvordan hydrolysen av salter foregår i deres vandige løsninger, gir vi først en definisjon av denne prosessen.
Definisjon og trekk ved hydrolyse
Denne prosessen involverer den kjemiske virkningen av vannioner med saltioner, som et resultat dannes en svak base (eller syre), og reaksjonen til mediet endres også. Ethvert salt kan representeres som et kjemisk reaksjonsprodukt av en base og en syre. Avhengig av styrken deres, er det flere alternativer for løpet av prosessen.
Typer hydrolyse
I kjemi vurderes tre typer reaksjoner mellom salt- og vannkationer. Hver prosess utføres med en endring i pH i mediet, så det forventes å bruke forskjellige typer indikatorer for å bestemme pH-verdien. For eksempel brukes lilla lakmus til en sur reaksjon, fenolftalein er egnet for en alkalisk reaksjon. La oss analysere mer detaljert egenskapene til hver hydrolysevariant. Sterke og svake baser kan bestemmes fra løselighetstabellen, og styrken til syrer kan bestemmes fra tabellen.
Hydrolyse med kation
Som et eksempel på et slikt salt, betrakt jernklorid (2). Jern(2)hydroksid er en svak base, mens saltsyre er en sterk base. I prosessen med interaksjon med vann (hydrolyse) oppstår dannelsen av et basisk salt (jernhydroksoklorid 2), og det dannes også saltsyre. Et surt miljø vises i løsningen, det kan bestemmes ved hjelp av blå lakmus (pH mindre enn 7). I dette tilfellet går selve hydrolysen gjennom kationet, siden det brukes en svak base.
La oss gi enda et eksempel på at hydrolyse fortsetter for det beskrevne tilfellet. Tenk på magnesiumkloridsaltet. Magnesiumhydroksid er en svak base, mens saltsyre er en sterk base. I prosessen med interaksjon med vannmolekyler blir magnesiumklorid til et basisk salt (hydroksoklorid). Magnesiumhydroksid, hvis generelle formel er M(OH) 2 , er tungt løselig i vann, men sterk saltsyre gjør løsningen sur.
Anionhydrolyse
Den neste varianten av hydrolyse er typisk for et salt, som er dannet av en sterk base (alkali) og en svak syre. Som et eksempel for dette tilfellet, vurder natriumkarbonat.
Dette saltet inneholder en sterk natriumbase og en svak karbonsyre. Interaksjon med vannmolekyler fortsetter med dannelsen av et surt salt - natriumbikarbonat, det vil si at hydrolyse skjer langs anionet. I tillegg dannes løsningen som gir løsningen et alkalisk miljø.
La oss gi et annet eksempel for denne saken. Kaliumsulfitt er et salt som er dannet av en sterk base - kaustisk kalium, så vel som en svak. I prosessen med interaksjon med vann (under hydrolyse), dannes kaliumhydrosulfitt (syresalt) og kaliumhydroksid (alkali). Miljøet i løsningen vil være alkalisk, det kan bekreftes ved bruk av fenolftalein.
Fullstendig hydrolyse
Saltet av en svak syre og en svak base gjennomgår fullstendig hydrolyse. La oss prøve å finne ut hva som er dets særegenhet, og hvilke produkter som vil bli dannet som et resultat av denne kjemiske reaksjonen.
La oss analysere hydrolysen av en svak base og en svak syre ved å bruke aluminiumsulfid som eksempel. Dette saltet er dannet av aluminiumhydroksid, som er en svak base, samt en svak svovelsyre. Ved interaksjon med vann observeres fullstendig hydrolyse, som et resultat av at det dannes gassformig hydrogensulfid, samt aluminiumhydroksid i form av et bunnfall. En slik interaksjon forekommer både i kationet og i anionet; derfor anses denne hydrolysemuligheten som fullstendig.
Magnesiumsulfid kan også nevnes som et eksempel på samspillet mellom denne typen salt og vann. Dette saltet inneholder magnesiumhydroksid, formelen er Mg (OH) 2. Det er en svak base, uløselig i vann. I tillegg er det hydrosulfidsyre inne i magnesiumsulfid, som er svak. Ved interaksjon med vann oppstår fullstendig hydrolyse (i henhold til kation og anion), som et resultat av at magnesiumhydroksid dannes i form av et bunnfall, og hydrogensulfid frigjøres også i form av en gass.
Hvis vi vurderer hydrolysen av et salt, som er dannet av en sterk syre og en sterk base, bør det bemerkes at det ikke fortsetter. Mediet i løsninger av salter som kaliumklorid forblir nøytralt.
Konklusjon
Sterke og svake baser, syrer som danner salter, påvirker resultatet av hydrolyse, reaksjonen til mediet i den resulterende løsningen. Lignende prosesser er utbredt i naturen.
Hydrolyse er spesielt viktig i den kjemiske omdanningen av jordskorpen. Den inneholder metallsulfider, som er lite løselige i vann. Som deres hydrolyse oppstår, dannelsen av hydrogensulfid, dets frigjøring i prosessen med vulkansk aktivitet til overflaten av jorden.
Silikatbergarter, når de omdannes til hydroksyder, forårsaker gradvis ødeleggelse av bergarter. For eksempel er et mineral som malakitt et produkt av hydrolyse av kobberkarbonater.
En intensiv hydrolyseprosess skjer også i havene. og kalsium, som utføres av vann, har et lett alkalisk miljø. Under slike forhold går prosessen med fotosyntese i marine planter godt, og marine organismer utvikler seg mer intensivt.
Olje inneholder urenheter av vann og salter av kalsium og magnesium. I prosessen med å fyre opp olje, samhandler de med vanndamp. Under hydrolyse dannes hydrogenklorid, hvis interaksjon med metallet forårsaker ødeleggelse av utstyr.
Etter å ha lest artikkelen vil du kunne skille stoffer i salter, syrer og baser. Artikkelen beskriver hva pH i en løsning er, hvilke fellesegenskaper syrer og baser har.
Enkelt sagt er en syre hva som helst med H, og en base er alt med OH. MEN! Ikke alltid. For å skille en syre fra en base, må du ... huske dem! Angre. For på en eller annen måte å gjøre livet lettere, kom våre tre venner, Arrhenius og Bronsted med Lowry, opp med to teorier som heter ved navn.
Som metaller og ikke-metaller, er syrer og baser separasjon av stoffer i henhold til lignende egenskaper. Den første teorien om syrer og baser tilhørte den svenske forskeren Arrhenius. En Arrhenius-syre er en klasse av stoffer som, i reaksjon med vann, dissosieres (dekomponeres), og danner et hydrogenkation H+. Arrhenius-baser i vandig løsning danner OH - anioner. Følgende teori ble foreslått i 1923 av forskerne Brönsted og Lowry. Bronsted-Lowry-teorien definerer syrer som stoffer som er i stand til å donere et proton i en reaksjon (et hydrogenkation kalles et proton i reaksjoner). Baser er henholdsvis stoffer som er i stand til å akseptere et proton i en reaksjon. Den nåværende teorien er Lewis-teorien. Lewis-teorien definerer syrer som molekyler eller ioner som er i stand til å akseptere elektronpar, og dermed danne Lewis-addukter (et addukt er en forbindelse dannet ved å kombinere to reaktanter uten å danne biprodukter).
I uorganisk kjemi mener de som regel med syre Bronsted-Lowry-syre, det vil si stoffer som er i stand til å donere et proton. Hvis de mener definisjonen av en Lewis-syre, kalles en slik syre i teksten en Lewis-syre. Disse reglene gjelder for syrer og baser.
Dissosiasjon
Dissosiasjon er prosessen med desintegrering av et stoff til ioner i løsninger eller smelter. For eksempel er dissosiasjonen av saltsyre nedbrytningen av HCl til H + og Cl -.
Egenskaper til syrer og baser
Baser har en tendens til å være såpeaktige å ta på, mens syrer har en tendens til å smake surt.
Når en base reagerer med mange kationer, dannes det et bunnfall. Når en syre reagerer med anioner, frigjøres vanligvis gass.
Vanlige syrer:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3
Vanlig brukte baser:
OH - , H 2 O, CH 3 CO 2 - , HSO 4 - , SO 4 2 - , Cl -
Sterke og svake syrer og baser
Sterke syrer
Slike syrer som fullstendig dissosieres i vann, og produserer hydrogenkationer H + og anioner. Et eksempel på en sterk syre er saltsyre HCl:
HCl (løsning) + H 2 O (l) → H 3 O + (løsning) + Cl - (løsning)
Eksempler på sterke syrer: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4
Liste over sterke syrer
- HCl - saltsyre
- HBr - hydrogenbromid
- HI - hydrogenjodid
- HNO 3 - salpetersyre
- HClO 4 - perklorsyre
- H 2 SO 4 - svovelsyre
Svake syrer
Løs opp i vann bare delvis, for eksempel HF:
HF (løsning) + H2O (l) → H3O + (løsning) + F - (løsning) - i en slik reaksjon dissosierer ikke mer enn 90 % av syren:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Sterke og svake syrer kan skilles ved å måle ledningsevnen til løsninger: ledningsevnen avhenger av antall ioner, jo sterkere syren er, jo mer dissosiert er den, derfor, jo sterkere syren, jo høyere ledningsevne.
Liste over svake syrer
- HF flussyre
- H 3 PO 4 fosforsyre
- H 2 SO 3 svovelholdig
- H 2 S hydrogensulfid
- H 2 CO 3 kull
- H 2 SiO 3 silisium
Sterke baser
Sterke baser dissosieres fullstendig i vann:
NaOH (løsning) + H 2 O ↔ NH 4
Sterke baser inkluderer hydroksyder av metaller fra den første (alkaliner, alkalimetaller) og den andre (alkaliske terrenes, jordalkalimetaller) gruppen.
Liste over sterke baser
- NaOH natriumhydroksid (kaustisk soda)
- KOH kaliumhydroksid (kaustisk potaske)
- LiOH litiumhydroksid
- Ba(OH)2 bariumhydroksid
- Ca(OH) 2 kalsiumhydroksid (lesket kalk)
Svake baser
I en reversibel reaksjon i nærvær av vann, danner det OH - ioner:
NH 3 (løsning) + H 2 O ↔ NH + 4 (løsning) + OH - (løsning)
De fleste svake baser er anioner:
F - (løsning) + H 2 O ↔ HF (løsning) + OH - (løsning)
Liste over svake baser
- Mg(OH)2 magnesiumhydroksid
- Fe (OH) 2 jern (II) hydroksyd
- Zn(OH)2 sinkhydroksid
- NH 4 OH ammoniumhydroksid
- Fe (OH) 3 jern (III) hydroksyd
Reaksjoner av syrer og baser
Sterk syre og sterk base
En slik reaksjon kalles nøytralisering: hvis mengden reagenser er tilstrekkelig til å dissosiere syren og basen fullstendig, vil den resulterende løsningen være nøytral.
Eksempel:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Svak base og svak syre
Generelt syn på reaksjonen:
Svak base (løsning) + H 2 O ↔ Svak syre (løsning) + OH - (løsning)
Sterk base og svak syre
Basen dissosieres fullstendig, syren dissosieres delvis, den resulterende løsningen har svake baseegenskaper:
HX (løsning) + OH - (løsning) ↔ H 2 O + X - (løsning)
Sterk syre og svak base
Syren dissosieres fullstendig, basen dissosieres ikke fullstendig:
Vanndissosiasjon
Dissosiasjon er nedbrytningen av et stoff til dets molekyler. Egenskapene til en syre eller base avhenger av likevekten som er tilstede i vann:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (løsning) + OH - (løsning)
K c = / 2
Likevektskonstanten til vann ved t=25°: K c = 1,83⋅10 -6 , følgende likhet finner også sted: = 10 -14 , som kalles dissosiasjonskonstanten til vann. For rent vann = = 10-7, hvorav -lg = 7,0.
Denne verdien (-lg) kalles pH - potensialet til hydrogen. Hvis pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, så har stoffet grunnleggende egenskaper.
Metoder for å bestemme pH
instrumentell metode
En spesiell enhet pH-meter er en enhet som transformerer konsentrasjonen av protoner i en løsning til et elektrisk signal.
Indikatorer
Et stoff som endrer farge i et visst område av pH-verdier avhengig av surheten til løsningen, ved å bruke flere indikatorer, kan du oppnå et ganske nøyaktig resultat.
Salt
Et salt er en ionisk forbindelse dannet av et annet kation enn H+ og et annet anion enn O 2-. I en svak vandig løsning dissosieres salter fullstendig.
For å bestemme syre-base-egenskapene til en saltløsning, er det nødvendig å bestemme hvilke ioner som er tilstede i løsningen og vurdere deres egenskaper: nøytrale ioner dannet av sterke syrer og baser påvirker ikke pH: verken H + eller OH - ioner frigjøres i vann. For eksempel, Cl-, NO-3, SO 2-4, Li+, Na+, K+.
Anioner dannet av svake syrer viser alkaliske egenskaper (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), kationer med alkaliske egenskaper eksisterer ikke.
Alle kationer, bortsett fra metaller fra den første og andre gruppen, har sure egenskaper.
bufferløsning
Løsninger som opprettholder pH når en liten mengde av en sterk syre eller sterk base tilsettes, består vanligvis av:
- En blanding av en svak syre, det tilsvarende saltet og en svak base
- Svak base, tilsvarende salt og sterk syre
For å tilberede en bufferløsning med en viss surhet, er det nødvendig å blande en svak syre eller base med det tilsvarende saltet, mens du tar hensyn til:
- pH-område der bufferløsningen vil være effektiv
- Kapasiteten til en løsning er mengden sterk syre eller sterk base som kan tilsettes uten å påvirke løsningens pH.
- Det skal ikke forekomme uønskede reaksjoner som kan endre sammensetningen av løsningen
Test:
Alle syrer, deres egenskaper og baser er delt inn i sterke og svake. Men ikke tør å forveksle begreper som "sterk syre" eller "sterk base" med deres konsentrasjon. For eksempel kan du ikke lage en konsentrert løsning av en svak syre eller en fortynnet løsning av en sterk base. For eksempel gir saltsyre, når den er oppløst i vann, hver av de to vannmolekylene en av protonene.
Når det skjer en kjemisk reaksjon i hydroniumionet, binder hydrogenionet seg veldig sterkt til vannmolekylet. Selve reaksjonen vil fortsette til reagensene er fullstendig oppbrukt. Vannet vårt i dette tilfellet spiller rollen som en base, da det mottar et proton fra saltsyre. Syrer som dissosieres fullstendig i vandige løsninger kalles sterke syrer.
Når vi vet den første konsentrasjonen av en sterk syre, er det i dette tilfellet ikke vanskelig å beregne konsentrasjonen av hydroniumioner og kloridioner i løsningen. Hvis du for eksempel tar og løser opp 0,2 mol gassformig saltsyre i 1 liter vann, vil konsentrasjonen av ioner etter dissosiasjon være nøyaktig den samme.
Eksempler på sterke syrer:
1)
HCl, saltsyre;
2)
HBr, hydrogenbromid;
3)
HI, hydrogenjod;
4)
HNO3, salpetersyre;
5)
HClO4 - perklorsyre;
6)
H2SO4 er svovelsyre.
Alle kjente syrer (med unntak av svovelsyre) er oppført ovenfor og er monoprotiske, siden deres atomer donerer ett proton hver; Svovelsyremolekyler kan enkelt donere to av protonene sine, og det er grunnen til at svovelsyre er diprotisk.
Elektrolytter er sterke baser; de dissosieres fullstendig i vandige løsninger for å danne et hydroksidion.
Som med syrer, er det veldig enkelt å beregne konsentrasjonen av hydroksidion når du kjenner den opprinnelige konsentrasjonen til løsningen. For eksempel dissosieres en NaOH-løsning med en konsentrasjon på 2 mol/l til samme konsentrasjon av ioner.
Svake syrer. Fundamenter og eiendommer
Når det gjelder svake syrer, dissosieres de ikke helt, det vil si delvis. Det er veldig enkelt å skille mellom sterke og svake syrer: hvis konstanten vises i referansetabellen ved siden av navnet på syren, så er denne syren svak; hvis konstanten ikke er gitt, så er denne syren sterk.
Svake baser reagerer også godt med vann for å danne et likevektssystem. Svake syrer er også preget av en dissosiasjonskonstant K.
ELEKTROLYTTER Stoffer hvis løsninger eller smelter leder elektrisitet.
IKKE-ELEKTROLYTTER Stoffer hvis løsninger eller smelter ikke leder elektrisitet.
Dissosiasjon- dekomponering av forbindelser til ioner.
Grad av dissosiasjon er forholdet mellom antall molekyler dissosiert til ioner og det totale antallet molekyler i løsningen.
STERKE ELEKTROLYTTER når de er oppløst i vann, dissosieres de nesten fullstendig til ioner.
Når du skriver ligningene for dissosiasjon av sterke elektrolytter, sett et likhetstegn.
Sterke elektrolytter inkluderer:
Løselige salter ( se løselighetstabell);
Mange uorganiske syrer: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Se syresterke elektrolytter i løselighetstabellen);
Baser av alkali (LiOH, NaOH, KOH) og jordalkalimetaller (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) ( se sterke elektrolyttbaser i løselighetstabellen).
SVAK ELEKTROLYTT i vandige løsninger dissosieres bare delvis (reversibelt) til ioner.
Når man skriver dissosiasjonsligningene for svake elektrolytter, settes tegnet på reversibilitet.
Svake elektrolytter inkluderer:
Nesten alle organiske syrer og vann (H 2 O);
Noen uorganiske syrer: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Se syrer-svake elektrolytter i løselighetstabellen);
Uløselige metallhydroksider (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( se basercsvake elektrolytter i løselighetstabellen).
Graden av elektrolytisk dissosiasjon påvirkes av en rekke faktorer:
løsningsmidlets natur og elektrolytt: sterke elektrolytter er stoffer med ioniske og kovalente sterkt polare bindinger; god ioniserende evne, dvs. evnen til å forårsake dissosiasjon av stoffer, har løsemidler med høy dielektrisk konstant, hvis molekyler er polare (for eksempel vann);
temperatur: siden dissosiasjon er en endoterm prosess, øker en temperaturøkning verdien av α;
konsentrasjon: når løsningen fortynnes, øker dissosiasjonsgraden, og med økende konsentrasjon avtar den;
stadiet av dissosiasjonsprosessen: hvert påfølgende trinn er mindre effektivt enn det forrige, omtrent 1000–10.000 ganger; for eksempel for fosforsyre α 1 > α 2 > α 3:
H3PO4⇄Н++H2PO−4 (første trinn, α 1),
H2PO−4⇄H++HPO2−4 (andre trinn, α 2),
НPO2−4⇄Н++PO3−4 (tredje trinn, α 3).
Av denne grunn, i en løsning av denne syren, er konsentrasjonen av hydrogenioner den høyeste, og konsentrasjonen av PO3−4 fosfationer er den laveste.
1. Løselighet og graden av dissosiasjon av et stoff er ikke relatert til hverandre. For eksempel er en svak elektrolytt eddiksyre, som er svært (ubegrenset) løselig i vann.
2. En løsning av en svak elektrolytt inneholder mindre enn andre de ionene som dannes i det siste stadiet av elektrolytisk dissosiasjon
Graden av elektrolytisk dissosiasjon påvirkes også av tilsetning av andre elektrolytter: for eksempel grad av dissosiasjon av maursyre
HCOOH ⇄ HCOO − + H+
reduseres hvis litt natriumformiat tilsettes løsningen. Dette saltet dissosieres for å danne formiationer HCOO − :
HCOONa → HCOO − + Na+
Som et resultat øker konsentrasjonen av HCOO–-ioner i løsningen, og i henhold til Le Chatelier-prinsippet forskyver en økning i konsentrasjonen av formiationer likevekten i maursyredissosiasjonsprosessen til venstre, dvs. graden av dissosiasjon avtar.
Ostwald fortynningsloven- forhold som uttrykker avhengigheten av den ekvivalente elektriske ledningsevnen til en fortynnet løsning av en binær svak elektrolytt av konsentrasjonen av løsningen:
Her er dissosiasjonskonstanten til elektrolytten, er konsentrasjonen, og er verdiene for den ekvivalente elektriske ledningsevnen ved henholdsvis konsentrasjon og uendelig fortynning. Forholdet er en konsekvens av loven om masseaksjon og likhet
hvor er graden av dissosiasjon.
Ostwald-fortynningsloven ble utviklet av W. Ostwald i 1888 og bekreftet eksperimentelt av ham. Den eksperimentelle etableringen av riktigheten av Ostwald-fortynningsloven var av stor betydning for å underbygge teorien om elektrolytisk dissosiasjon.
Elektrolytisk dissosiasjon av vann. Hydrogenindikator pH Vann er en svak amfoter elektrolytt: H2O H+ + OH- eller mer presist: 2H2O \u003d H3O + + OH- Dissosiasjonskonstanten til vann ved 25 ° C er: kan betraktes som konstant og lik 55,55 mol / l (vanntetthet 1000 g / l, masse 1 l 1000 g, mengde vannstoff 1000g: 18g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55,55 mol/l). Da er denne verdien konstant ved en gitt temperatur (25 ° C), den kalles ioneproduktet av vann KW: Dissosiasjonen av vann er en endoterm prosess, derfor, med en økning i temperaturen, i samsvar med Le Chatelier-prinsippet, dissosiasjonen øker, ioneproduktet øker og når en verdi på 10-13 ved 100 ° C. I rent vann ved 25°C er konsentrasjonene av hydrogen og hydroksylioner lik hverandre: = = 10-7 mol/l Løsninger der konsentrasjonene av hydrogen og hydroksylioner er lik hverandre kalles nøytrale. Hvis syre tilsettes rent vann, vil konsentrasjonen av hydrogenioner øke og bli mer enn 10-7 mol/l, mediet blir surt, mens konsentrasjonen av hydroksylioner vil øyeblikkelig endre seg slik at ioneproduktet av vann beholder sin verdi på 10-14. Det samme vil skje når alkali tilsettes rent vann. Konsentrasjonene av hydrogen og hydroksylioner er relatert til hverandre gjennom ioneproduktet, derfor er det lett å beregne konsentrasjonen til det andre når man kjenner konsentrasjonen til en av ionene. For eksempel, hvis = 10-3 mol/l, så = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, eller hvis = 10-2 mol/l, så = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Konsentrasjonen av hydrogen eller hydroksylioner kan således tjene som en kvantitativ karakteristikk av surheten eller alkaliniteten til mediet. I praksis er det ikke konsentrasjonene av hydrogen eller hydroksylioner som brukes, men indikatorene for hydrogen pH eller hydroksyl pOH. Hydrogenindeksen pH er lik den negative desimallogaritmen til konsentrasjonen av hydrogenioner: pH = - lg Hydroksylindeksen pOH er lik den negative desimallogaritmen til konsentrasjonen av hydroksylioner: pOH = - lg Det er lett å vise ved å forlenge det ioniske produktet av vann at pH + pOH = 14 mediet er nøytralt, hvis mindre enn 7 - surt, og jo lavere pH, jo høyere konsentrasjon av hydrogenioner. pH større enn 7 - alkalisk miljø, jo høyere pH, jo høyere konsentrasjon av hydroksylioner.
Salthydrolyse" - Å danne en idé om kjemi som en produktiv kraft i samfunnet. Eddiksyre CH3COOH er den eldste av de organiske syrene. I syrer - karboksylgrupper, Men alle syrene her er svake.
Alle syrer, deres egenskaper og baser er delt inn i sterke og svake. For eksempel kan du ikke lage en konsentrert løsning av en svak syre eller en fortynnet løsning av en sterk base. Vannet vårt i dette tilfellet spiller rollen som en base, da det mottar et proton fra saltsyre. Syrer som dissosieres fullstendig i vandige løsninger kalles sterke syrer.
For oksider hydrert med et ubestemt antall vannmolekyler, for eksempel Tl2O3 n H2O, er det uakseptabelt å skrive formler som Tl(OH)3. Det anbefales heller ikke å kalle slike forbindelser hydroksyder.
For baser kan man kvantifisere styrken deres, det vil si evnen til å spalte et proton fra en syre. Alle baser er solide med forskjellige farger. Merk følgende! Alkalier er svært etsende stoffer. Hvis det kommer i kontakt med huden, forårsaker alkaliske løsninger alvorlige langhelende brannskader, hvis de kommer i øynene, kan de forårsake blindhet. Ved steking av koboltmineraler som inneholder arsen frigjøres flyktig giftig arsenoksyd.
Disse egenskapene til vannmolekylet er allerede kjent for deg. II) og en løsning av eddiksyre. HNO2) - bare ett proton.
Alle baser er faste stoffer som har forskjellige farger. 1. De handler på indikatorer. Indikatorer endrer farge avhengig av interaksjonen med forskjellige kjemikalier. Når de samhandler med baser, endrer de fargen: metyloransje-indikatoren blir gul, lakmusindikatoren blir blå, og fenolftalein blir fuchsia.
Avkjøl beholderne, for eksempel ved å legge dem i et kar fylt med is. Tre løsninger vil forbli klare, og den fjerde vil raskt bli overskyet, et hvitt bunnfall vil begynne å falle ut. Det er her bariumsaltet befinner seg. Sett denne beholderen til side. Du kan raskt bestemme bariumkarbonat på en annen måte. Dette er ganske enkelt å lage, alt du trenger er porselensfordampningskopper og en spritlampe. Hvis det er et litiumsalt, vil fargen være knallrød. Forresten, hvis bariumsalt ble testet på samme måte, burde fargen på flammen vært grønn.
En elektrolytt er et stoff som i fast tilstand er et dielektrikum, det vil si ikke leder elektrisk strøm, men i oppløst eller smeltet form blir det en leder. Husk at graden av dissosiasjon og følgelig styrken til elektrolytten avhenger av mange faktorer: arten av selve elektrolytten, løsningsmidlet og temperaturen. Derfor er denne inndelingen i seg selv til en viss grad betinget. Tross alt kan det samme stoffet under forskjellige forhold være både en sterk elektrolytt og en svak.
Hydrolyse forekommer ikke, ingen nye forbindelser dannes, surheten til mediet endres ikke. Hvordan endres surheten i miljøet? Reaksjonslikningene kan ennå ikke skrives ned. Det gjenstår for oss å sekvensielt diskutere 4 grupper av salter og for hver av dem gi et spesifikt "scenario" for hydrolyse. I neste del starter vi med salter dannet av en svak base og en sterk syre.
Etter å ha lest artikkelen vil du kunne skille stoffer i salter, syrer og baser. H løsning, hva er de generelle egenskapene til syrer og baser. Hvis de mener definisjonen av en Lewis-syre, kalles en slik syre i teksten en Lewis-syre.
Jo lavere denne verdien, desto sterkere er syren. Sterk eller svak - dette er nødvendig i oppslagsboken til Ph.D. se, men du må kjenne klassikerne. Sterke syrer er syrer som kan fortrenge anionet til en annen syre fra saltet.