Tuzların sulu çözeltilerinde hidrolizinin nasıl gerçekleştiğini anlamak için önce bu sürecin tanımını vereceğiz.
Hidrolizin tanımı ve özellikleri
Bu işlem, su iyonlarının tuz iyonlarıyla kimyasal etkisini içerir, bu da zayıf bir baz (veya asit) oluşmasına neden olur ve ayrıca ortamın reaksiyonunu değiştirir. Herhangi bir tuz, bir baz ve bir asidin kimyasal etkileşiminin bir ürünü olarak temsil edilebilir. Güçlerine bağlı olarak işlem için çeşitli seçenekler vardır.
Hidroliz türleri
Kimyada tuz ve su katyonları arasındaki üç tip reaksiyon dikkate alınır. Her işlem ortamın pH'ında bir değişiklik ile gerçekleştirilir, dolayısıyla pH değerini belirlemek için farklı türde göstergelerin kullanıldığı varsayılır. Örneğin, menekşe turnusol asidik bir ortam için kullanılır; fenolftalein ise alkali bir reaksiyon için uygundur. Her hidroliz seçeneğinin özelliklerini daha ayrıntılı olarak analiz edelim. Kuvvetli ve zayıf bazlar çözünürlük tablosundan, asitlerin kuvveti ise tablodan belirlenebilir.
Katyonla hidroliz
Böyle bir tuza örnek olarak ferrik klorürü (2) düşünün. Demir (2) hidroksit zayıf bir bazdır, hidroklorik asit ise güçlü bir bazdır. Su ile etkileşim sürecinde (hidroliz), bazik bir tuz (demir hidroksiklorür 2) oluşumu meydana gelir ve hidroklorik asit de oluşur. Çözeltide asidik bir ortam belirir, mavi turnusol kullanılarak belirlenebilir (pH 7'den az). Bu durumda zayıf bir baz kullanıldığından hidrolizin kendisi katyon üzerinden ilerler.
Açıklanan durum için hidroliz oluşumuna başka bir örnek verelim. Tuz magnezyum klorürü düşünün. Magnezyum hidroksit zayıf bir baz, hidroklorik asit ise güçlü bir bazdır. Su molekülleri ile etkileşim sürecinde magnezyum klorür, bazik bir tuza (hidroksiklorür) dönüştürülür. Genel formülü M(OH)2 olarak sunulan magnezyum hidroksit suda az çözünür, ancak güçlü hidroklorik asit çözeltiye asidik bir ortam verir.
Anyonla hidroliz
Hidrolizin bir sonraki versiyonu, güçlü bir baz (alkali) ve zayıf bir asitten oluşan bir tuz için tipiktir. Bu duruma örnek olarak sodyum karbonatı ele alalım.
Bu tuz, güçlü bir sodyum bazının yanı sıra zayıf bir karbonik asit içerir. Su molekülleriyle etkileşim, asidik bir tuz - sodyum bikarbonatın oluşmasıyla ilerler, yani anyonda hidroliz meydana gelir. Ayrıca çözeltiye alkali bir ortam veren çözelti oluşur.
Bu duruma bir örnek daha verelim. Potasyum sülfit, güçlü bir baz - kostik potasyum ve zayıf bir baz tarafından oluşturulan bir tuzdur.Su ile etkileşim sürecinde (hidroliz), potasyum hidrosülfit (asit tuzu) ve potasyum hidroksit (alkali) oluşumu meydana gelir. . Çözelti alkalin olacaktır ve bu fenolftalein kullanılarak doğrulanabilir.
Tam hidroliz
Zayıf bir asit ve zayıf bir bazın tuzu tamamen hidrolize uğrar. Bu kimyasal reaksiyonun sonucunda neyin özel olduğunu ve hangi ürünlerin oluşacağını bulmaya çalışalım.
Alüminyum sülfit örneğini kullanarak zayıf bir bazın ve zayıf bir asidin hidrolizini analiz edelim. Bu tuz, zayıf bir baz olan alüminyum hidroksit ve ayrıca zayıf hidrosülfit asitten oluşur. Su ile etkileşime girdiğinde, gaz halindeki hidrojen sülfürün yanı sıra bir çökelti formunda alüminyum hidroksitin oluşması sonucu tam hidroliz gözlenir. Bu etkileşim hem katyon hem de anyon aracılığıyla meydana gelir, dolayısıyla hidrolizin bu versiyonunun tamamlanmış olduğu kabul edilir.
Ayrıca bu tip tuzun su ile etkileşimine örnek olarak magnezyum sülfit verilebilir. Bu tuz magnezyum hidroksit içerir, formülü Mg(OH)2'dir. Zayıf bir bazdır ve suda çözünmez. Ayrıca magnezyum sülfürün içinde zayıf olan hidrojen sülfür asidi bulunur. Su ile etkileşime girdiğinde, tam hidroliz meydana gelir (katyon ve anyon yoluyla), bu da bir çökelti formunda magnezyum hidroksitin oluşmasına neden olur ve hidrojen sülfür de bir gaz olarak salınır.
Kuvvetli bir asit ve kuvvetli bir bazın oluşturduğu bir tuzun hidrolizini ele alırsak bunun gerçekleşmediğini belirtmek gerekir. Potasyum klorür gibi tuzların çözeltilerindeki ortam nötr kalır.
Çözüm
Güçlü ve zayıf bazlar, tuz oluşturan asitler, hidroliz sonucunu ve ortamın ortaya çıkan çözeltideki reaksiyonunu etkiler. Benzer süreçler doğada yaygındır.
Hidroliz, yer kabuğunun kimyasal dönüşümünde özellikle önemlidir. Suda az çözünen metal sülfürler içerir. Hidrolize olurken, volkanik aktivite sırasında hidrojen sülfür oluşur ve dünya yüzeyine salınır.
Silikat kayaları hidroksitlere dönüştüğünde kayaların kademeli olarak tahrip olmasına neden olurlar. Örneğin malakit gibi bir mineral, bakır karbonatların hidrolizinin bir ürünüdür.
Dünya Okyanusunda da yoğun bir hidroliz süreci meydana gelir. ve suyla taşınan kalsiyum hafif alkali bir ortama sahiptir. Bu gibi durumlarda deniz bitkilerinde fotosentez süreci iyi ilerlemekte ve deniz organizmaları daha yoğun bir şekilde gelişmektedir.
Yağ, su ve kalsiyum ve magnezyum tuzlarının safsızlıklarını içerir. Yağın ısıtılması sürecinde su buharı ile etkileşime girerler. Hidroliz sırasında, metal ile etkileşime girdiğinde ekipmanı tahrip eden hidrojen klorür oluşur.
Yazıyı okuduktan sonra maddeleri tuzlara, asitlere ve bazlara ayırabileceksiniz. Makalede bir çözeltinin pH'ının ne olduğu ve asitlerin ve bazların hangi genel özelliklere sahip olduğu açıklanmaktadır.
Basit bir ifadeyle, asit H içeren herhangi bir şeydir ve baz da OH içeren herhangi bir şeydir. ANCAK! Her zaman değil. Bir asidi bir bazdan ayırt etmek için, onları hatırlamanız gerekir! Pişmanlık. Hayatı en azından bir şekilde kolaylaştırmak için üç arkadaşımız Arrhenius, Brønsted ve Lowry kendi adlarını taşıyan iki teori ortaya attılar.
Metaller ve ametaller gibi asitler ve bazlar da maddelerin benzer özelliklere göre bölünmesidir. Asit ve bazlarla ilgili ilk teori İsveçli bilim adamı Arrhenius'a aitti. Arrhenius'a göre asit, suyla reaksiyona girdiğinde ayrışan (çürüyen), H + hidrojen katyonunu oluşturan bir madde sınıfıdır. Sulu çözeltideki Arrhenius bazları OH - anyonlarını oluşturur. Bir sonraki teori 1923'te bilim adamları Bronsted ve Lowry tarafından önerildi. Brønsted-Lowry teorisi asitleri bir reaksiyonda proton verebilen maddeler olarak tanımlar (bir hidrojen katyonuna reaksiyonlarda proton denir). Buna göre bazlar, bir reaksiyonda proton kabul edebilen maddelerdir. Şu anda ilgili teori Lewis teorisidir. Lewis teorisi asitleri, elektron çiftlerini kabul edebilen ve böylece Lewis katkı maddeleri oluşturabilen moleküller veya iyonlar olarak tanımlar (bir katkı maddesi, iki reaktanın yan ürün oluşturmadan birleştirilmesiyle oluşturulan bir bileşiktir).
İnorganik kimyada, kural olarak asit, Bronsted-Lowry asidi, yani proton bağışlayabilen maddeler anlamına gelir. Eğer bir Lewis asidinin tanımını kastediyorlarsa, o zaman metinde böyle bir asit Lewis asidi olarak adlandırılır. Bu kurallar asitler ve bazlar için geçerlidir.
Ayrışma
Ayrışma, bir maddenin çözeltilerde veya eriyiklerde iyonlara ayrışması işlemidir. Örneğin hidroklorik asidin ayrışması, HCl'nin H + ve Cl -'ye ayrışmasıdır.
Asit ve bazların özellikleri
Bazlar dokunulduğunda sabunsu bir his verirken, asitler genellikle ekşi bir tada sahiptir.
Bir baz birçok katyonla reaksiyona girdiğinde bir çökelti oluşur. Bir asit anyonlarla reaksiyona girdiğinde genellikle bir gaz açığa çıkar.
Yaygın olarak kullanılan asitler:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3
Yaygın olarak kullanılan bazlar:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −
Güçlü ve zayıf asitler ve bazlar
Güçlü asitler
Suda tamamen ayrışan bu tür asitler, hidrojen katyonları H + ve anyonlar üretir. Güçlü bir asit örneği hidroklorik asit HC1'dir:
HCl (çözelti) + H2O (l) → H3O + (çözelti) + Cl - (çözelti)
Güçlü asit örnekleri: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Güçlü asitlerin listesi
- HCl - hidroklorik asit
- HBr - hidrojen bromür
- HI - hidrojen iyodür
- HNO 3 - nitrik asit
- HClO 4 - perklorik asit
- H 2 SO 4 - sülfürik asit
Zayıf asitler
Suda yalnızca kısmen çözünmüş, örneğin HF:
HF (çözelti) + H2O (l) → H3O + (çözelti) + F - (çözelti) - böyle bir reaksiyonda asidin% 90'ından fazlası ayrışmaz:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Çözeltilerin iletkenliği ölçülerek güçlü ve zayıf asitler ayırt edilebilir: iletkenlik iyon sayısına bağlıdır, asit ne kadar güçlü olursa, o kadar ayrışır, dolayısıyla asit ne kadar güçlü olursa iletkenlik de o kadar yüksek olur.
Zayıf asitlerin listesi
- HF hidrojen florür
- H3PO4 fosforik
- H 2 SO 3 kükürtlü
- H 2 S hidrojen sülfür
- H 2 CO 3 kömür
- H 2 SiO 3 silikon
Güçlü zeminler
Güçlü bazlar suda tamamen ayrışır:
NaOH (çözelti) + H20 ↔ NH4
Güçlü bazlar, birinci (alkaliler, alkali metaller) ve ikinci (alkalinotherrenler, alkalin toprak metalleri) grupların metal hidroksitlerini içerir.
Güçlü bazların listesi
- NaOH sodyum hidroksit (kostik soda)
- KOH potasyum hidroksit (kostik potas)
- LiOH lityum hidroksit
- Ba(OH)2 baryum hidroksit
- Ca(OH)2 kalsiyum hidroksit (sönmüş kireç)
Zayıf temeller
Suyun varlığında tersinir bir reaksiyonda OH - iyonları oluşturur:
NH3 (çözelti) + H20 ↔ NH + 4 (çözelti) + OH - (çözelti)
Zayıf bazların çoğu anyonlardır:
F - (çözelti) + H2O ↔ HF (çözelti) + OH - (çözelti)
Zayıf bazların listesi
- Mg(OH)2 magnezyum hidroksit
- Fe(OH) 2 demir(II) hidroksit
- Zn(OH) 2 çinko hidroksit
- NH4OH amonyum hidroksit
- Fe(OH) 3 demir(III) hidroksit
Asit ve bazların reaksiyonları
Kuvvetli asit ve kuvvetli baz
Bu reaksiyona nötrleştirme denir: reaktif miktarı asit ve bazı tamamen ayırmak için yeterli olduğunda ortaya çıkan çözelti nötr olacaktır.
Örnek:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Zayıf baz ve zayıf asit
Genel reaksiyon türü:
Zayıf baz (çözelti) + H 2 O ↔ Zayıf asit (çözelti) + OH - (çözelti)
Güçlü baz ve zayıf asit
Baz tamamen ayrışır, asit kısmen ayrışır, elde edilen çözelti bir bazın zayıf özelliklerine sahiptir:
HX (çözelti) + OH - (çözelti) ↔ H2O + X - (çözelti)
Kuvvetli asit ve zayıf baz
Asit tamamen ayrışır, baz ise tamamen ayrışmaz:
Suyun ayrışması
Ayrışma, bir maddenin bileşen moleküllerine parçalanmasıdır. Bir asit veya bazın özellikleri sudaki dengeye bağlıdır:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (çözelti) + OH - (çözelti)
K c = / 2
Suyun t=25°'deki denge sabiti: K c = 1,83⋅10 -6, aşağıdaki eşitlik de geçerlidir: = 10 -14, buna suyun ayrışma sabiti denir. Saf su için = = 10 -7, dolayısıyla -lg = 7,0.
Bu değere (-lg) pH – hidrojen potansiyeli denir. Eğer pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, o zaman maddenin temel özellikleri vardır.
pH'ı belirleme yöntemleri
Enstrümantal yöntem
Özel bir cihaz olan pH metre, bir çözeltideki proton konsantrasyonunu elektrik sinyaline dönüştüren bir cihazdır.
Göstergeler
Çözeltinin asitliğine bağlı olarak belirli bir pH aralığında renk değiştiren bir madde; birkaç gösterge kullanarak oldukça doğru bir sonuç elde edebilirsiniz.
Tuz
Tuz, H+ dışında bir katyon ve O2- dışında bir anyonun oluşturduğu iyonik bir bileşiktir. Zayıf bir sulu çözeltide tuzlar tamamen ayrışır.
Bir tuz çözeltisinin asit-baz özelliklerini belirlemekÇözeltide hangi iyonların mevcut olduğunu belirlemek ve özelliklerini dikkate almak gerekir: Güçlü asitlerden ve bazlardan oluşan nötr iyonlar pH'ı etkilemez: suda H + veya OH - iyonlarını serbest bırakmazlar. Örneğin Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.
Zayıf asitlerden oluşan anyonlar alkali özellikler gösterir (F-, CH3COO-, CO 2-3), alkali özelliklere sahip katyonlar mevcut değildir.
Birinci ve ikinci grupların metalleri dışındaki tüm katyonlar asidik özelliklere sahiptir.
Tampon çözümü
Az miktarda kuvvetli asit veya kuvvetli baz eklendiğinde pH seviyesini koruyan çözeltiler esas olarak aşağıdakilerden oluşur:
- Zayıf bir asit, ona karşılık gelen tuz ve zayıf bir bazın karışımı
- Zayıf baz, karşılık gelen tuz ve güçlü asit
Belirli bir asitliğe sahip bir tampon çözeltisi hazırlamak için, aşağıdakileri dikkate alarak zayıf bir asit veya bazın uygun tuzla karıştırılması gerekir:
- Tampon çözeltinin etkili olacağı pH aralığı
- Çözelti kapasitesi - çözeltinin pH'ını etkilemeden eklenebilecek güçlü asit veya güçlü baz miktarı
- Çözeltinin bileşimini değiştirebilecek istenmeyen reaksiyonlar olmamalıdır.
Ölçek:
Tüm asitler, özellikleri ve bazları güçlü ve zayıf olarak ikiye ayrılır. Ancak "kuvvetli asit" veya "kuvvetli baz" gibi kavramları konsantrasyonlarıyla karıştırmaya cesaret etmeyin. Örneğin, zayıf bir asidin konsantre çözeltisini veya güçlü bir bazın seyreltik çözeltisini yapamazsınız. Örneğin hidroklorik asit suda çözündüğünde iki su molekülünün her birine protonlarından birini verir.
Hidronyum iyonunda kimyasal bir reaksiyon meydana geldiğinde, hidrojen iyonu su molekülüne çok sıkı bir şekilde bağlanır. Reaksiyonun kendisi, reaktanları tamamen tükenene kadar devam edecektir. Bu durumda suyumuz hidroklorik asitten bir proton aldığından baz rolü oynar. Sulu çözeltilerde tamamen ayrışan asitlere kuvvetli denir.
Güçlü bir asidin başlangıç konsantrasyonunu bildiğimizde, bu durumda çözeltideki hidronyum iyonlarının ve klorür iyonlarının konsantrasyonunu hesaplamak zor değildir. Örneğin, 0,2 mol gaz halindeki hidroklorik asidi 1 litre suda alıp çözerseniz, ayrışma sonrası iyonların konsantrasyonu tamamen aynı olacaktır.
Güçlü asit örnekleri:
1)
HC1 - hidroklorik asit;
2)
HBr—hidrojen bromür;
3)
HI—hidrojen iyodür;
4)
HNO3 - nitrik asit;
5)
HClO4 - perklorik asit;
6)
H2SO4 sülfürik asittir.
Bilinen tüm asitler (sülfürik asit hariç) yukarıdaki listede sunulmuştur ve atomlarının her biri bir proton bağışladığından monoprotiktir; Sülfürik asit molekülleri protonlarından ikisini kolayca bağışlayabilir, bu nedenle sülfürik asit diprotiktir.
Güçlü bazlar elektrolitleri içerir; sulu çözeltilerde tamamen ayrışarak bir hidroksit iyonu oluştururlar.
Asitlere benzer şekilde, çözeltinin başlangıç konsantrasyonunu biliyorsanız hidroksit iyonunun konsantrasyonunu hesaplamak çok basittir. Örneğin konsantrasyonu 2 mol/L olan bir NaOH çözeltisi aynı konsantrasyondaki iyonlara ayrışır.
Zayıf asitler. Bazlar ve özellikler
Zayıf asitler ise tamamen yani kısmen ayrışmazlar. Güçlü ve zayıf asitleri ayırt etmek çok basittir: Asit adının yanındaki referans tablosu onun sabitini gösteriyorsa, bu asit zayıftır; sabit verilmemişse bu asit kuvvetlidir.
Zayıf bazlar ayrıca bir denge sistemi oluşturmak için suyla iyi reaksiyona girer. Zayıf asitler aynı zamanda ayrışma sabiti K ile de karakterize edilir.
ELEKTROLİTLER– çözeltileri veya eriyikleri elektrik akımını ileten maddeler.
ELEKTROLİT OLMAYANLAR– çözeltileri veya eriyikleri elektrik akımını iletmeyen maddeler.
Ayrışma- Bileşiklerin iyonlara ayrışması.
Ayrışma derecesi– iyonlara ayrışan molekül sayısının çözeltideki toplam molekül sayısına oranı.
GÜÇLÜ ELEKTROLİTLER suda çözüldüklerinde neredeyse tamamen iyonlara ayrışırlar.
Güçlü elektrolitlerin ayrışması için denklemler yazarken eşittir işareti kullanılır.
Güçlü elektrolitler şunları içerir:
· Çözünür tuzlar ( çözünürlük tablosuna bakın);
· Birçok inorganik asit: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Bakmak çözünürlük tablosunda asitler-kuvvetli elektrolitler);
· Alkali (LiOH, NaOH, KOH) ve alkali toprak (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) metallerinin bazları ( çözünürlük tablosunda bazlar açısından güçlü elektrolitlere bakın).
ZAYIF ELEKTROLİTLER sulu çözeltilerde yalnızca kısmen (geri dönüşümlü olarak) iyonlara ayrışır.
Zayıf elektrolitler için ayrışma denklemleri yazarken tersinirlik işareti belirtilir.
Zayıf elektrolitler şunları içerir:
· Hemen hemen tüm organik asitler ve su (H 2 O);
· Bazı inorganik asitler: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Bakmak çözünürlük tablosundaki asitler-zayıf elektrolitler);
· Çözünmeyen metal hidroksitler (Mg(OH)2 , Fe(OH)2 , Zn(OH)2) ( sahaya bakın-Cçözünürlük tablosundaki zayıf elektrolitler).
Elektrolitik ayrışmanın derecesi bir dizi faktörden etkilenir:
çözücünün doğası ve elektrolit: güçlü elektrolitler, iyonik ve kovalent güçlü polar bağlara sahip maddelerdir; iyi iyonlaşma yeteneği, yani. molekülleri polar olan (örneğin su) yüksek dielektrik sabitine sahip çözücüler, maddelerin ayrışmasına neden olma yeteneğine sahiptir;
sıcaklık: ayrışma endotermik bir süreç olduğundan sıcaklığın arttırılması α'nın değerini artırır;
konsantrasyon: çözelti seyreltildiğinde ayrışma derecesi artar ve konsantrasyon arttıkça azalır;
ayrışma sürecinin aşaması: Sonraki her aşama, bir öncekinden yaklaşık 1000-10.000 kez daha az etkilidir; örneğin fosforik asit için a 1 > a 2 > a 3:
H3PO4⇄H++H2PO−4 (ilk aşama, α 1),
H2PO−4⇄H++HPO2−4 (ikinci aşama, α 2),
НPO2−4⇄Н++PO3−4 (üçüncü aşama, α 3).
Bu nedenle bu asidin bir çözeltisinde hidrojen iyonlarının konsantrasyonu en yüksek, fosfat iyonları PO3−4 konsantrasyonu ise en düşüktür.
1. Bir maddenin çözünürlüğü ve ayrışma derecesi birbiriyle ilişkili değildir. Örneğin suda yüksek oranda (sınırsız) çözünen asetik asit zayıf bir elektrolittir.
2. Zayıf bir elektrolit çözeltisi, elektrolitik ayrışmanın son aşamasında oluşan iyonları diğerlerinden daha az içerir
Elektrolitik ayrışmanın derecesi de etkilenir diğer elektrolitlerin eklenmesi: örneğin formik asidin ayrışma derecesi
HCOOH ⇄HCOO − + H +
Çözeltiye biraz sodyum format eklenirse azalır. Bu tuz, format iyonları HCOO - oluşturmak üzere ayrışır:
HCOONa → HCOO−+Na+
Sonuç olarak, çözeltideki HCOO- iyonlarının konsantrasyonu artar ve Le Chatelier ilkesine göre format iyonlarının konsantrasyonundaki bir artış, formik asidin ayrışma sürecinin dengesini sola kaydırır, yani. ayrışma derecesi azalır.
Ostwald'ın seyreltme yasası- ikili zayıf bir elektrolitin seyreltik bir çözeltisinin eşdeğer elektrik iletkenliğinin çözeltinin konsantrasyonuna bağımlılığını ifade eden bir ilişki:
Burada elektrolitin ayrışma sabiti, konsantrasyon ve sırasıyla konsantrasyonda ve sonsuz seyreltmede eşdeğer elektriksel iletkenlik değerleridir. Bu ilişki kitle eylemi ve eşitlik yasasının bir sonucudur
ayrışma derecesi nerede.
Ostwald'ın seyreltme kanunu 1888'de W. Ostwald tarafından türetildi ve o da bunu deneysel olarak doğruladı. Ostwald'ın seyreltme yasasının doğruluğunun deneysel olarak belirlenmesi, elektrolitik ayrışma teorisinin kanıtlanması açısından büyük önem taşıyordu.
Suyun elektrolitik ayrışması. Hidrojen pH Su zayıf bir amfoterik elektrolittir: H2O H+ + OH- veya daha kesin olarak: 2H2O = H3O+ + OH- Suyun 25°C'deki ayrışma sabiti şuna eşittir: Sabitin bu değeri, bir çıkışın ayrışmasına karşılık gelir. yüz milyon su molekülünden oluşur, bu nedenle suyun konsantrasyonu sabit ve 55,55 mol/l'ye eşit kabul edilebilir (suyun yoğunluğu 1000 g/l, kütlesi 1 l 1000 g, su maddesi miktarı 1000 g: 18 g/mol) = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Daha sonra bu değer belirli bir sıcaklıkta (25°C) sabittir, suyun iyonik ürünü olarak adlandırılır KW: Suyun ayrışması endotermik bir işlemdir, bu nedenle sıcaklık arttıkça Le Chatelier ilkesine uygun olarak ayrışma yoğunlaşır, iyonik ürün artar ve 100°C'de 10-13 değerine ulaşır. 25°C'deki saf suda hidrojen ve hidroksil iyonlarının derişimleri birbirine eşittir: = = 10-7 mol/l Hidrojen ve hidroksil iyonlarının derişimlerinin birbirine eşit olduğu çözeltilere nötr denir. Saf suya bir asit eklenirse, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu artacak ve 10-7 mol/l'nin üzerine çıkacak, ortam asidik hale gelecek ve hidroksil iyonlarının konsantrasyonu anında değişecek ve böylece suyun iyonik ürünü korunacaktır. değeri 10-14'tür. Temiz suya alkali eklendiğinde de aynı şey olacaktır. Hidrojen ve hidroksil iyonlarının konsantrasyonları iyonik ürün aracılığıyla birbiriyle ilişkilidir, bu nedenle iyonlardan birinin konsantrasyonunu bilerek diğerinin konsantrasyonunu hesaplamak kolaydır. Örneğin, = 10-3 mol/l ise = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l veya = 10-2 mol/l ise = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Bu nedenle, hidrojen veya hidroksil iyonlarının konsantrasyonu, ortamın asitliği veya alkaliliğinin niceliksel bir özelliği olarak hizmet edebilir. Uygulamada, hidrojen veya hidroksil iyonlarının konsantrasyonlarını değil, hidrojen pH veya hidroksil pH göstergelerini kullanırlar. Hidrojen pH göstergesi, hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasına eşittir: pH = - lg Hidroksil göstergesi pH, hidroksil iyonlarının konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasına eşittir: pH = - lg Şu şekilde göstermek kolaydır: suyun iyonik ürününün logaritmasını alarak pH + pH = 14 Ortamın pH'ı 7 ise - ortam nötrdür, 7'den küçükse asidiktir ve pH ne kadar düşükse, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu da o kadar yüksek olur . pH'ın 7'den büyük olması ortamın alkali olduğu anlamına gelir; pH ne kadar yüksek olursa hidroksil iyonlarının konsantrasyonu da o kadar yüksek olur.
Tuzun hidrolizi" - Toplumun üretici gücü olarak kimya fikrini oluşturmak. Asetik asit CH3COOH, organik asitlerin en eskisidir. Asitlerde karboksil grupları bulunur ancak buradaki asitlerin tümü güçlü değildir.
Tüm asitler, özellikleri ve bazları güçlü ve zayıf olarak ikiye ayrılır. Örneğin, zayıf bir asidin konsantre çözeltisini veya güçlü bir bazın seyreltik çözeltisini yapamazsınız. Bu durumda suyumuz hidroklorik asitten bir proton aldığından baz rolü oynar. Sulu çözeltilerde tamamen ayrışan asitlere kuvvetli denir.
Belirsiz sayıda su molekülü tarafından hidratlanan oksitler için, örneğin Tl2O3 n H2O, Tl(OH)3 gibi formüllerin yazılması kabul edilemez. Bu tür bileşiklerin hidroksit olarak adlandırılması da önerilmez.
Bazların gücünü, yani bir asitten proton çıkarma yeteneğini ölçebilirsiniz. Tüm bazlar farklı renklere sahip katılardır. Dikkat! Alkaliler çok yakıcı maddelerdir. Alkali çözeltiler deriyle temas ederse ciddi, uzun süreli yanıklara neden olur, gözle temas ederse körlüğe neden olabilir. Arsenik içeren kobalt mineralleri ateşlendiğinde uçucu, toksik arsenik oksit açığa çıkar.
Su molekülünün bu tür özelliklerini zaten biliyorsunuz. II) ve asetik asit çözeltisi. HNO2) - yalnızca bir proton.
Tüm bazlar farklı renklere sahip katı maddelerdir. 1. Göstergelere göre hareket edin. Göstergeler farklı kimyasallarla etkileşime bağlı olarak renk değiştirir. Bazlarla etkileşime girdiğinde renklerini değiştirirler: metil turuncu gösterge sarıya döner, turnusol göstergesi maviye döner ve fenolftalein fuşya olur.
Kapları, örneğin bir buz kasesine yerleştirerek soğutun. Üç çözelti berrak kalacak, ancak dördüncüsü hızla bulanıklaşacak ve beyaz bir çökelti oluşmaya başlayacak. Baryum tuzunun bulunduğu yer burasıdır. Bu kabı bir kenara koyun. Baryum karbonatı başka bir şekilde hızlı bir şekilde belirleyebilirsiniz. Yapması oldukça kolay, ihtiyacınız olan tek şey porselen buharda pişirme kapları ve bir ispirto lambası. Eğer lityum tuzu ise rengi parlak kırmızı olacaktır. Bu arada baryum tuzu da aynı şekilde test edilmiş olsaydı alevin renginin yeşil olması gerekirdi.
Elektrolit, katı halinde dielektrik olan, yani elektrik akımını iletmeyen, ancak çözündüğünde veya eridiğinde iletken hale gelen bir maddedir. Ayrışma derecesinin ve buna bağlı olarak elektrolitin gücünün birçok faktöre bağlı olduğunu unutmayın: elektrolitin doğası, çözücü ve sıcaklık. Dolayısıyla bu bölünmenin kendisi de bir dereceye kadar keyfidir. Sonuçta aynı madde farklı koşullar altında hem güçlü bir elektrolit hem de zayıf bir elektrolit olabilir.
Hidroliz meydana gelmez, yeni bileşikler oluşmaz ve ortamın asitliği değişmez. Ortamın asitliği nasıl değişir? Şimdilik reaksiyon denklemlerini yazmanıza gerek yok. Tek yapmamız gereken, 4 grup tuzu sırayla tartışmak ve her biri için özel bir hidroliz “senaryosu” vermektir. Bir sonraki bölümde zayıf bir baz ile güçlü bir asidin oluşturduğu tuzlarla başlayacağız.
Yazıyı okuduktan sonra maddeleri tuzlara, asitlere ve bazlara ayırabileceksiniz. H çözeltisi, asitler ve bazlar hangi genel özelliklere sahiptir? Eğer bir Lewis asidinin tanımını kastediyorlarsa, o zaman metinde böyle bir asit Lewis asidi olarak adlandırılır.
Bu gösterge ne kadar düşük olursa asit o kadar güçlü olur. Güçlü veya zayıf – buna doktora referans kitabında ihtiyaç vardır. izleyin ama klasikleri de bilmeniz gerekiyor. Güçlü asitler, başka bir asidin anyonunu bir tuzdan çıkarabilen asitlerdir.