Prečo hydroxid?
Vírusy z dostupných materiálov
2NaOH + CO2 = Na2C03 + H20,
soľ zásaditej kyseliny
Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20,
soľ zásaditej kyseliny
2NaOH + PbO = Na2Pb02 + H20,
amfotérny základ
2NaOH + PbO = Na2Pb02 + H20,
2NaOH + Pb(OH)2 = Na2Pb02 + 2H20,
hydroxid
2H3P04 + 3Na20 = 2Na3P04 + 3H20,
kyslá zásaditá soľ
H2S04 + SnO = SnS04 + H20,
soľ amfotérnej kyseliny
H2S04 + SnO = SnS04 + H20,
2NaOH + Pb(OH)2 = Na2Pb02 + 2H20,
H2S04 + Sn(OH)2 = SnS04 + 2H20.
Amfotérne hydroxidy v reakciách s kyselinami vykazujú hlavné účinky:
2Al(OH)3 + 3H2S04 = Al2(S04)3 + 6H20,
s lúkami (suterénmi) - kyslá sila:
H3A103 + 3NaOH = Na3A103 + 3H20,
alebo H3A103 + NaOH = NaAl02 + 2H20.
Náhradné kyseliny reagujú so soľami, čo vedie k tvorbe zrazeniny alebo slabého elektrolytu.
Slabé kyseliny – H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 SiO 3 a iné.
2NaOH + NiSO 4 = Ni(OH) 2 + Na2S04,
základ sol
3H2S04 + 2Na3P04 = 2H3P04 + 3Na2S04
kyslá soľ
Nekyslé kyseliny podliehajú rovnakým reakciám ako vyššie diskutované kyslé kyseliny.
zadok. Spočítajte vzorce hydroxidov, ktoré zodpovedajú oxidom: a) FeO;
b) N203;
c) Cr203.
Pomenujte spojenie.
rozhodnutie
rozhodnutie a) FeO je zásaditý oxid a tiež zásaditý hydroxid je zásada vo vzorci zásady, počet hydroxylových skupín (OH) je predchádzajúci stupeň oxidácie atómu kovu;
Vzorec pre hydroxid soľ (II) je Fe(OH)2. b) N203 je kyslý oxid a tiež subhydroxid je kyselina. Vzorec kyseliny môže byť odvodený od dodávky kyseliny ako hydroxidu hydroxidu: N203.(Pre nižšiu úroveň oxidácie) a potom - nadbytok zásady v generickej kvapaline, napríklad: Na 3 PO 4 - fosforečnan sodný, BaSO 4 - síran bárnatý, BaSO 3 - siričitan bárnatý. Názvy solí nekyslých kyselín sa upravujú pridaním ku koreňu latinského názvu pre nekovovú príponu - ID
a ruský názov pre kov (prebytok zo zásady), napríklad CaS - sulfid vápenatý. Stredné soli nemsti sa
vo vašom sklade nahraďte ióny kovov vodou a hydroxylovými skupinami, napríklad CuCl 2, Na 2 CO 3 a iné.
Chemická sila solí
Stredné soli vstupujú do výmennej reakcie so soľami, kyselinami a soľami. Aplikujte podobné reakcie divas. Kyslé soli pomstiť sa pri skladovaní kyslej prebytočnej iónovej vody, napríklad NaHCO 3 CaHPO 4 NaH 2 PO 4 atď.
V názve kyslej soli je ión vody označený predponou
hydro-, Pred ktorýmkoľvek uveďte počet atómov vody v molekule soli, ak je jeden väčší ako jeden.
Napríklad názvy solí bežne uložených v podpovrchovej vrstve sú hydrogenuhličitan sodný, hydrogenfosforečnan vápenatý a dihydrogenfosforečnan sodný.
Odstráňte kyslé soli
vzájomný základ
bohato zásaditá kyselina s prebytkom kyseliny:
Ca(OH)2 + H3P04 = CaHP04 + 2H20; Aplikujte podobné reakcie divas. interakcia strednej soli bohatej zásaditej kyseliny a kyseliny vodíkovej alebo silnej kyseliny prijatej v zmesi: CaC03 + H2C03 = Ca(HC03)2 Na3P04 + HCl = Na2HP04 + NaCl.
Zásadité soli
Sklad má prebytok hydroxylovej bázy, napríklad CuOHNO 3 Fe(OH) 2 Cl.
V názve hlavnej soli je hydroxylová skupina označená predponou
hydroxo-,
Napríklad názvy najbežnejších solí sú podobné: hydroxonitrát meďnatý (II), dihydroxychlorid sodný (III).
Prevažujú zásadité soli
interakcia bohatej kyslej bázy (čo znamená, že vo vašom sklade je viac ako jedna hydroxylová skupina) bázy kyseliny, keď je báza prebytočná:
Cu(OH)2 + HN03 = CuOHN03 + H20;
interakcia soli zmiešanej s bohatou kyslou zásadou a zásadou prijatou v zmesi:
FeCl 3 + NaOH = FeOHCl 2 + NaCl,
FeCl3 + 2NaOH = Fe(OH)2Cl + 2NaCl.
Kyseliny a zásadité soli odrážajú všetku silu solí.. Pri reakciách s kyslými soľami a s kyselinami sa zásadité soli premieňajú na stredné.
Nekyslé kyseliny podliehajú rovnakým reakciám ako vyššie diskutované kyslé kyseliny.
Vzorce solí sú zložené z možných zásaditých a kyslých prebytkov, pričom sú v súlade s pravidlami elektroneutrality.
Možné zásadité prebytky sú Mg 2+ a MgOH +, kyslé sú SO 4 2- a HSO 4 . Náboje zložených zásaditých a kyslých prebytkov sa zvyšujú o súčet oxidačných stupňov ich skladových atómov.
Na základe zásaditých a kyslých prebytkov vzniká vzorec možných solí: MgSO 4 – stredná soľ – síran horečnatý;
Nekyslé kyseliny podliehajú rovnakým reakciám ako vyššie diskutované kyslé kyseliny.
Mg(HSO 4) 2 – kyslá soľ – hydrosíran horečnatý;
(MgOH) 2 SO 4 – hlavná soľ – hydroxosíran horečnatý.
zadok 2.
Napíšte reakciu na rozpúšťanie solí pri interakcii oxidov
a) PbO a N205;
b) PbO a Na20. Pri reakciách medzi oxidmi vznikajú soli, ktorých hlavné zvyšky sa tvoria zo zásaditých oxidov, kyslé zvyšky - z kyslých oxidov. a) Pri reakcii s kyslým oxidom N 2 O 5 vykazuje amfotérny oxid PbO silu hlavného oxidu, preto je hlavným prebytkom rozpustenej soli Pb 2+ (náboj olovnatého katiónu je predchádzajúci stupeň oxidácie olova v oxide), prebytok kyseliny je NO 3 - (kyslý nadbytok tohto kyslého oxidu dusnatého). Reakcia súpera PbO + N205 = Pb(N03)2. b) Amfotérny oxid PbO pri reakcii so zásaditým oxidom Na 2 O prejavuje silu kyslého oxidu, kyslého nadbytku soli (PbO 2 2 ), ktorý je rozpustený, známy z kyslej formy amfotérneho hydroxidu. Pb (OH)2 = H2Pb02.
Reakcia súpera
3. Hydroxid - .
Uprostred zmesí bohatých prvkov pridajte hydroxidy. Pôsobenie z nich odhaľuje silu zásad (bázických hydroxidov). NaOH, Ba(OH) 2 potom; Iné vykazujú silu kyselín (hydroxidy kyselín) - HNO3, H3PO4 Iné vykazujú silu kyselín (hydroxidy kyselín) - a ďalšie.
Existujú aj amfotérne hydroxidy, ktoré pravdepodobne odhalia silu zásad aj silu kyselín. Zn (OH) 2, Al (OH) 3 atď. 3.1. Klasifikácia, odstránenie a sila základov Substituenty (bázické hydroxidy) z pozície teórie elektrolytickej disociácie a zlúčeniny disociujúce v prítomnosti hydroxidových iónov VIN Podľa súčasného názvoslovia sa zvyčajne nazývajú hydroxidy prvkov z označenia, ak je to potrebné, valencie prvku (rímskymi číslicami na ramenách): KOH - hydroxid draselný, hydroxid sodný NaOH. - Hlavný rozdiel medzi nimi spočíva v koncentrácii VIN iónov - na lúkach je vysoká, pre nepodstatné prípady je naznačená tvrdosťou reči a je dokonca malá.
Tim nie je menšia, malá, rovnako dôležitá koncentrácia iónu BIN navіt at rozchinah nerozchinnyh základy znamenajú silu triedy polovice.
Pre počet hydroxylových skupín (kyslosť), ktoré sú nahradené kyslým nadbytkom, sa delia na:
Monokyselinové zásady - KOH, NaOH;
Dikyselinové zásady - Fe(OH)2, Ba(OH)2;
trikyselinové zásady -
Al(OH)3, Fe(OH)3.
Odstránenie stojana
1. Základným spôsobom odstraňovania zásad je výmenná reakcia, okrem toho možno odstraňovať aj neoddeliteľné aj samostatné zásady:↓ .
CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2S04,
K2S04 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaC03
Pri odstraňovaní sedimentu metódou rozbíjania báz vypadne nerozbitá soľ.
Keď sa z vody odstránia nerozbitné bázy, ktoré vedú k amfotérnym silám, potom zanechá príliš veľa a fragmenty amfotérnej bázy sa môžu narušiť, napr.
AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,
Al(OH)3 + KOH = K.
V takýchto prípadoch na získanie hydroxidov použite hydroxid amónny, v ktorom sa nerozlišujú amfotérne oxidy:
AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl.
Hydroxidy dreva a ortuti sa ľahko rozkladajú, takže pri pokuse o odstránenie výmennej reakcie sa namiesto hydroxidov vyzrážajú oxidy:
2AgN03 + 2KOH = Ag20↓ + H20 + 2KNO3.
2. Lúky v technológii vyžadujú odstránenie elektrolýzy vodných chloridov:
2NaCl + 2H20 = 2NaOH + H2 + Cl2. (Súhrnná reakcia elektrolýzy) Lúky môžu byť od seba oddelené aj lúkami a
pasienkové kovy
alebo ich oxidy s vodou:
2 Li + 2 H20 = 2 LiOH + H2,
SrO + H20 = Sr(OH)2.
Chemická sila základov
1. Pri zahrievaní sa všetky anorganické zásady vo vode rozložia na oxidy:
2 Fe (OH) 3 = Fe203 + 3 H20,
Ca(OH)2 = CaO + H20.
2. Najcharakteristickejšou reakciou zásad pri ich interakciách s kyselinami je neutralizačná reakcia.
Vstupujú do nej lúky a nerozlučné základy:
NaOH + HN03 = NaN03 + H20,
Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20.
3. Výstupky interagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi:
2KOH + CO2 = K2C03 + H20,
2NaOH + Al203 = 2NaAl02 + H20. 4. Látky môžu reagovať s kyslými soľami:
2NaHS03 + 2KOH = Na2S03 + K2S03 + 2H20,
5. Zvláštnu pozornosť je potrebné venovať reakcii s niektorými nekovmi (halogény, síra, biely fosfor, kremík):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (v chlade),
6 KOH + 3 Cl2 = 5 KCl + KCl03 + 3 H20 (pri zahrievaní),
6KOH + 3S = K2S03 + 2K2S + 3H20,
3KOH + 4P + 3H20 = PH3 + 3KH2P02,
2NaOH + Si + H20 = Na2Si03 + 2H2.
6. Okrem toho sústredené poškodenie lúk počas vyhrievaných stavebných prác a kovov (tie, ktoré spôsobujú amfotérnu energiu):
2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na + 3H 2,
Zn + 2KOH + 2H20 = K2 + H2.
Určte hodnotu pH lúk> 7 (luna stred), zmeňte sfarbenie indikátorov (lakmus - modrý, fenolftaleín - fialový).
M.V.
Borodina hlavné hydroxidy Wikipedia, hlavné skupiny hydroxidov
- Zásadité hydroxidy
- - sú to skladacie zlúčeniny, ktoré vznikajú z atómov kovov alebo amónnych iónov a hydroxylových skupín (-OH) a vo vode disociujú za vzniku aniónov OH- a katiónov.
- Názov bázy sa skladá z dvoch slov: slová „hydroxid“ a názov kovu vo všeobecnom výraze (alebo slová „amoniak“).
- 4 Dobré oblasti pri vode sa nazývajú lúky.
- 1 Otrimannya
- 2 Klasifikácia
3 Nomenklatúra
Chemická sila- 5 Div. tiež
- 6 Literatúra
- Otrimannya
- Granuly hydroxidu sodného Hydroxid vápenatý Hydroxid hlinitý Metahydroxid soli
- Interakcia silného zásaditého oxidu s vodou umožňuje vytvorenie silnej zásady alebo štruktúry.
- Slabo zásadité a amfotérne oxidy s vodou nereagujú, takže podobné hydroxidy nie je možné týmto spôsobom obsiahnuť.
Hydroxidy nízkoaktívnych kovov sú obsiahnuté, keď sa pridajú k obsahu podobných solí.
Množstvo slabo zásaditých hydroxidov vo vode je veľmi malé a hydroxid vypadáva ako želatínová hmota.
- Základ možno získať aj reakciou lúčneho alebo lúčneho kovu s vodou.
- Hydroxidy kovov draslíka v priemysle sú ovplyvnené elektrolýzou vodných solí:
- Tieto akcie môžu byť zrušené výmennými reakciami:
- Základné kovy sa v prírode nachádzajú ako minerály, napr.: hydrargylit Al(OH)3, brucit Mg(OH)2.
Delenie na samostatné a nesamostatné zásady je prakticky úplne porovnateľné s rozdelením na silné a slabé zásady, hydroxidy kovov a prechodné prvky.
- Riešením je použitie hydroxidu lítneho LiOH, ktorý je dobrý vo vode, ale je tiež slabou zásadou.
- Pre počet hydroxylových skupín v molekule.
- Monokyselina (hydroxid sodný NaOH)
- Dikyselina (hydroxid meďnatý Cu(OH)2)
- Trikyseliny (hydroxid trojitý Fe(OH)3)
- Pre volatilitu.
- Prchavé: NH3, CH3-NH2
- Mláďatá: lúky, neporušené základy.
- Pre stabilitu.
- Stabilné: hydroxid sodný NaOH, hydroxid bárnatý Ba(OH)2
- Nestabilný: hydroxid amónny NH3·H2O (hydroxid amónny).
- Za úrovňou elektrolytickej disociácie.
- Silné (α> 30 %): lúky.< 3 %): нерастворимые основания.
- Slabé (α
- Vzhľad kyslosti.
- Kyslíkové zmesi: hydroxid draselný KOH, hydroxid strontnatý Sr(OH)2
- Bez obsahu kyselín: amoniak NH3, amín.
- Podľa typu pripojenia:
- Anorganické zásady: zmiešajte jednu alebo niekoľko OH skupín.
Organické zásady: organické zlúčeniny, ktoré sú akceptormi protónov: amíny, amidíny a iné zlúčeniny.
Nomenklatúra
- Podľa nomenklatúry IUPAC sa anorganické zlúčeniny obsahujúce -OH skupiny nazývajú hydroxidy.
- Použitie systematických názvov hydroxidov:
- NaOH - hydroxid sodný
TlOH - hydroxid tálitý
- Fe(OH)2 - hydroxid soľ (II).
- Keďže kombinované oxidové a hydroxidové anióny sú prítomné súčasne, názvy obsahujú číselné predpony:
TiO(OH)2 - oxid titaničitý
- MoO(OH)3 - oxid molybdénový
- Pre pozície, ktoré predstavujú skupinu O(OH), použite tradičné názvy s predponou meta-:
AlO(OH) - metahydroxid hlinitý CrO(OH) - metahydroxid chrómu Pre oxidy hydratované nevýznamným počtom molekúl vody, napríklad Tl2O3 n H2O, je neprijateľné písať vzorce typu Tl(OH)3.
- Nazývajú sa aj hydroxidové polovodiče
- neodporúča sa
.
- Pripojte meno:
- Tl2O3 n H2O - polyhydrát oxidu talitého
Dobré oblasti pri vode sa nazývajú lúky.
- MnO2 n H2O - polyhydrát oxidu manganatého
- Tieto a podobné zlúčeniny by sa mali nazývať hydráty:
- NH3 H2O - hydrát amoniaku
- N2H4 H2O - hydrazín hydrát
- Pri delení vody dochádza k disociácii báz, čo mení iónovú rovnováhu:
- Ak je príliš veľa kyseliny alebo zásady, neutralizačná reakcia neprebehne úplne a tvoria sa kyslé alebo zásadité soli, ako napríklad:
- Amfotérne bázy môžu reagovať s roztokmi hydroxokomplexov:
- Reakcia s kyslými alebo amfotérnymi oxidmi s rozpustenými soľami:
- Látky vstupujú do výmenných reakcií (reagujú s rôznymi soľami):
- Pri zahrievaní sa slabé a anorganické zásady rozkladajú na oxid a vodu:
- Základy základných kovov (vrátane lítia) sa pri zahrievaní topia a tavia sa s elektrolytmi.
Div. tiež
- Acid
- Oxid
- Hydroxid
- Teórie kyselín a zásad
Literatúra
- Chemická encyklopédia / Redakčná rada: Knunyants I.L. vstúpte. - M.: Radyanska encyklopédia
- , 1988. – T. 1. – 623 s.
- Chemická encyklopédia / Redakčná rada: Knunyants I.L.
- ISBN 5-82270-039-8.
Lidin R.A. vstúpte. Názvoslovie neorganických rečí.- M.: Kolos, 2006. - 95 s. - ISBN 5-9532-0446-9.(p·o·r Hydroxydi) 2 zásadité hydroxidy, zásadité hydroxidy Wikipedia, skupiny zásaditých hydroxidov, zásadité hydroxidy Kov a hydroxylová skupina (OH).(p·o·r Hydroxydi) Napríklad hydroxid sodný -
NaOH
hydroxid vápenatý -
Ca
OH
hydroxid bárnatý -
Ba
2 atď.Posadnutosť hydroxidmi. 2 1. Reakcia výmeny: = 2 CaS04 + 2NaOH = Ca(OH)2 + Na2S04, + Posadnutosť hydroxidmi. 2 ,
2. Elektrolýza vodných solí:
2KCl + 2H20 = 2KOH + H2 + Cl2,
2. Hydroxid 3. Interakcie kovov lúk a lúčnych zemín alebo ich oxidov s vodou: CaS04 + 2NaOH = Ca(OH)2 + Na2S04, K+2 - ISBN 5-9532-0446-9.(p·o·r Hydroxydi) 2 H O KOH
Chemická sila hydroxidov.
1. Hydroxid mení zlý charakter strednej časti.(p·o·r Hydroxydi) 2 = rozpadnú sa pri vode (lúka) a zostanú nerozbitné. + Posadnutosť hydroxidmi. 2 1. Reakcia výmeny:.
napr.
- Rozpadá sa pri vode a
- malorozmerný, veľký
vstúpte. Názvoslovie neorganických rečí. + biela farba 2 = . + Kovy 1. skupiny periodickej tabuľky D.I. + Posadnutosť hydroxidmi. 2 1. Reakcia výmeny:Mendelev dávajú rôzne zásady (hydroxy).
vstúpte. Názvoslovie neorganických rečí. + 3 biela farba 2 = 5 . + 3. Hydroxidy sa zahrievaním rozkladajú: 3 + 3 Posadnutosť hydroxidmi. 2 1. Reakcia výmeny:Cu
CuO
CaS04 + 2NaOH = Ca(OH)2 + Na2S04, + 4. Lúky reagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi: = 2KOH + CO2 = K2C03+H20. + Posadnutosť hydroxidmi. 2 1. Reakcia výmeny:.
5. Lúky môžu reagovať s rôznymi nekovmi pri rôznych teplotách rôznymi spôsobmi:
Cl
NaCl
1. Distribúcia vody lúk na dávku, zmena koncentrácie ukazovateľov: lakmus - pre modré farby, fenolftaleín - pre maliny.
2. Vodné delenia disociujú:
3. Interakcia s kyselinami vstupujúcimi do výmennej reakcie:
Bohaté kyslé zásady môžu produkovať stredné a zásadité soli:
4. Reagujte s kyslými oxidmi, pričom sa rozpúšťajú stredné a kyslé soli v závislosti od zásaditosti kyseliny, ktorá zodpovedá tomuto oxidu:
5. Interakcia s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi:
a) fúzia:
b) v Rozchinoch:
6. Interakcia so soľami, ktoré sú škodlivé pre vodu, čo vytvára sediment alebo plyn:
Neesenciálne zásady (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 atď.) interagujú s kyselinami a pri zahrievaní sa rozkladajú:
Amfotérne hydroxidy
Amfotérne látky sa nazývajú látky, ktoré v prítomnosti vody môžu byť donormi katiónov vo vode a prejavovať kyslé vlastnosti, ako aj ich akceptory, aby odhalili základné vlastnosti.
Chemická sila amfotérnych zlúčenín
1. Pri interakcii so silnými kyselinami odhaľuje zápach hlavnú silu:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20
2. Interakcia s lúkami - silné zásady, zápach odhaľuje kyslú silu:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplexná sila)
Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplexná sila)
Komplexné zlúčeniny sú tie, ktoré majú jednu kovalentnú väzbu za mechanizmom donor-akceptor.
Zagalova metóda zachovania základov je založená na výmenných reakciách, navyše je možné eliminovať nedeliteľné aj samostatné základy.
CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2S04
Až 2 CO 3 + (OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓
CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2S04,
Keď sa z vody odstránia nerozbitné základy, ktoré vedú k amfotérnym silám, zostane za nimi príliš veľa a fragmenty amfotérneho základu sa môžu narušiť, napríklad:
AICI3 + 4KOH = K [Al(OH)4] + 3KCI
V takýchto prípadoch použite na odstránenie hydroxidov hydroxid amónny, v ktorom sa nerozlišujú amfotérne hydroxidy:
AlCl3 + 3NH3 + DT20 = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
Hydroxidy dreva a ortuti sa ľahko rozložia, takže keď sa pokúsite odstrániť výmennú reakciu nahradením hydroxidov, oxidy vypadnú:
2AgN03 + 2KOH = Ag20↓ + H20 + 2KNO3
V priemyselnej výrobe sa očakáva, že lúky prekonajú elektrolýzu vodných chloridov.
2NaCl + 2H2Pro → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2
Lúky môžu byť podporené aj interakciou trávnych porastov a kovov trávnych porastov alebo ich oxidov z vody.
2Li + 2H20 = 2LiOH + H2
SrO + H20 = Sr(OH)2
Kyseliny
Kyseliny sa nazývajú komplexné zlúčeniny, ktorých molekuly sú tvorené z atómov vody, ktoré sú nahradené atómami kovov a zvyškov kyselín. Kyseliny môžu byť väčšinou pevné (fosfor H 3 PO 4; kremík H 2 SiO 3) a vzácne (v čistom vzhľade budú Kyselina sírová
H2SO4).
Plyny ako chlórovaná voda HCl, brómovaná voda HBr a chlórovaná voda H2S vo vodných zdrojoch rozpúšťajú kyseliny vodíkové. Počet iónov vody, ktoré sú rozpustené kožnou molekulou kyseliny počas disociácie, udáva náboj zvyšku kyseliny (aniónu) a zásaditosť kyseliny.Židno protolytická teória kyselín a zásad, Kyselina, ktorú navrhli súčasne dánsky chemik Brønsted a anglický chemik Lowry, sa nazýva rechovina, viac pre túto reakciu protoni, A základ
- reč, zdatná
prijať protón. kyselina → zásada + H + Na základe takýchto zistení chápeme
hlavné orgány Amiaku,
V dôsledku prítomnosti nezdieľaného elektrónového páru na atóme dusíka účinne prijíma protón pri interakcii s kyselinami, ktoré vytvárajú amónny ión vo forme väzby donor-akceptor.
HNO3 + NH3 ⇆ NH4 + + N03 kyslá zásada kyslá zásada Väčšia koncentrácia kyselín a zásad Navrhol americký chemik G. Lewis. Za predpokladu, že acidobázické interakcie sú úplne Uvedomiť si prevody pre tón nie je povinné. Podľa Lewisa je primárna úloha kyselín a zásad
chemické reakcie byť predstavený
elektronické páry
Nazývajú sa katióny, anióny alebo neutrálne molekuly, ktoré prijímajú jeden alebo viac párov elektrónov
Lewisove kyseliny.
Takže napríklad fluorid hlinitý AlF 3 je kyselina, výsledné fragmenty vína prijímajú elektrónový pár pri interakcii s amoniakom.
AlF3 + :NH3 ⇆ :
Katióny, anióny alebo neutrálne molekuly, ktoré vytvárajú elektrónové páry, sa nazývajú Lewisove bázy (aminokyselina je báza).
Lewisova teória zahŕňa všetky acidobázické procesy, o ktorých sa predtým uvažovalo v teóriách. V tabuľke sú uvedené hodnoty kyselín a zásad, ktoré sa testujú v danom čase. Názvoslovie kyselín Fragmenty odhaľujú rôzne kyseliny, ich klasifikácia a nomenklatúra sú presnejšie. Pre počet atómov vody prítomných pred rozštiepením vo vode rozdeľte kyselinu na jednosýtny(napríklad HF, HNO 2),
dibázický (H2CO3, H2S04), že trojčlenné (H3PO4). Za skladom kyseliny sa rozdeľte na
bez kyslého (HCl, H2S) ta kisnevmesni (HC104, HN03). Pretože oxidačný stupeň nekovu je rovnaký ako číslo skupiny. Vo svete sa mení nižšia úroveň oxidácie prípony (v poradí zmeny úrovne oxidácie kovu):
-ovata, ista, -ovasta:
Keď sa pozriete na polaritu väzby voda-nekov medzi periódami, môžete spojiť polaritu tejto väzby s polohami prvku v periodickej tabuľke. Typy atómov kovov, ktoré ľahko strácajú valenčné elektróny, atómy vody prijímajú elektróny, čím vytvárajú stabilný dvojelektrónový obal podobný obalu atómu hélia a poskytujú iónové hydridy kovov. U uprostred ničoho prvky skupín III-IV periodickej sústavy, bór, hliník, uhlík, kremík, tvoria kovalentné, slabo polárne väzby s atómami vody, ktoré nie sú náchylné na disociáciu.
Pre prvky skupín V-VII Periodický systém Medzi periódami polarity väzby nekov-voda sa náboj atómu zvyšuje a distribúcia nábojov v dipóle, ktorá je odlišná, je nižšia v prvkoch na vodnej báze, ktoré sú dobré pri vydávaní elektrónov.
Atómy nekovov, ktoré potrebujú na dokončenie elektrónového obalu niekoľko elektrónov, priťahujú (polarizujú) pár elektrónov k väzbe, čím väčší je náboj jadra.
Preto v sérii CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF alebo SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl sa väzby s atómami vody, ktoré sa stanú kovalentnými, stávajú polárnejšie a atóm vody v dipólová väzba je prvok - voda sa stáva elektropozitívnejšou.
Keď sú polárne molekuly vystavené polárnemu činidlu, môže dôjsť k procesu elektrolytickej disociácie. Poďme diskutovať o správaní kyselín vo vodných zdrojoch. Tieto kyseliny majú znelka N-O-E A samozrejme, polarita väzby H-O je naplnená väzbou O-E. To je dôvod, prečo kyseliny disociujú, takže je to jednoduchšie, nižšia voda. H2SO3 + H20 ⇆ H30 + + HSO3 HNO3 + H20 ⇆ H30 + + N03 Pozrime sa na veľa zadkov sila kyslíkových kyselín, vytvorené prvkami, ktoré odhaľujú iný stupeň oxidácie. Vidomo kyselina chlorovastová
HClO veľmi slabé.
Ako môžeme vysvetliť zmenu hodnoty tejto väzby v rade HClO-HClO2-HClO3-HCClO4? - Táto séria má zvýšený počet kyslých atómov spojených s centrálnym atómom chlóru. - Hneď ako sa vytvorí nová väzba kyselina-chlór, elektrónová sila sa získa z atómu chlóru az jednoduchej väzby O-Cl. V dôsledku toho elektrónová sila často klesá a v dôsledku toho sa oslabuje O-H väzba.
Toto je vzor
posilnenie kyslých síl v dôsledku rastového štádia oxidácie centrálneho atómu charakteristické pre chlór a iné prvky..
Napríklad kyselina dusičná HNO 3, v ktorej štádiu oxidácie na dusík +5, silná, nižšia kyselina dusitá HNO 2 (štádium oxidácie na dusík +3);
Silnejšia je kyselina sírová H 2 SO 4 (S +6), nižšia kyselina sírová H 2 SO 3 (S +4).
Odstránenie kyseliny 1. Nekyslé kyseliny je možné odstrániť.
s neutrálnym spojením nekovov s vodou H2 + Cl2 → 2HCl, H2 + S ⇆ H2S
2. Kyseliny draselné možno odstrániť
interakcia kyslých oxidov s vodou
3. Môžu sa odstrániť kyseliny bez obsahu kyselín aj bez obsahu kyselín
Pred výmenou reakcií
medzi soľami a inými kyselinami.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 НВr
CuS04 + H2S = H2S04 + CuS↓ FeS + H2S04 (pa zb) = H2S + FeS04
NaCl (T) + H2S04 (koniec) = HCl + NaHS04
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20
4. Niektoré kyseliny môžu byť odstránené pre ďalšiu pomoc.
1) oxidové reakcie H202 + S02 = H2S04 3P + 5HN03 + 2H20 = DT3P04 + 5N02 Kyslá chuť, vplyv na indikátory, elektrická vodivosť, interakcie s kovmi, zásadité a amfotérne oxidy, zásady a soli, tvorba zložených éterov s alkoholmi - čo je silné a škodlivé pre anorganické a organické kyseliny.
2) možno rozdeliť do dvoch typov reakcií: pod zemou Pre
kyseliny reakcie spojené s uvoľňovaním hydroxóniového iónu H 3 O + vo vode;špecifické (t.j. charakteristické) reakciešpecifické kyseliny. Ion Vodnya môže vstúpiť do
oxidačno-oxidačný reakcie, ktoré postupujú do vody, ako aj v reakcii
s negatívne nabitými alebo neutrálnymi časticami, ktoré obsahujú nezdieľané páry elektrónov, tzv
acidobázické reakcie.
Komu
Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2C02 + 2H20
2KHS03 + H2S04 = K2S04 + 2S02 + 2H20
Je dôležité poznamenať, že bohato zásadité kyseliny sa disociujú postupne a je dôležitejšie, aby pokožka prešla disociáciou, pretože pri prebytku kyseliny sa najčastejšie rozpúšťajú kyslé soli a nie stredné.
Ca3(P04)2 + 4H3P04 = 3Ca (H2P04)2
Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S
NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20
KOH + H2S = KHS + H20
Na prvý pohľad je vidieť úžasnosť kyslých solí. monobáza kyselina fluorovodíková.
Táto skutočnosť sa však dá vysvetliť. Okrem iných halogénvodíkových kyselín je kyselina fluorovodíková v kvapalinách často polymerizovaná (v dôsledku tvorby vodných väzieb) a môže obsahovať rôzne častice (HF) X, a H 2 F 2, H 3 F 3 atď.Čiastočný pokles acidobázickej tekutosti -
reakcie kyselín a zásad s indikátormi, ktoré menia svoju koncentráciu v dôsledku kyslosti. Indikátory sa používajú pri analýze kyselín na identifikáciu kyselín a zásad pri rozchinakh. Najpokročilejšie ukazovatele - lakmus (y neutrálny stred - Fialová farba, neutrálny V - kyslé pri rozchinakh. stred lakmus Fialová farba, neutrálny Najpokročilejšie ukazovatele - - Chervoniy, neutrálny V - Lužný pri rozchinakh. modrá), metylová oranž lakmus oranžová, neutrálny Zhovtiy), fenolftaleín - silne zatrávnené
malinovo-červená, neutrálne a kyslé bez bariel).Špecifická sila Rôzne kyseliny môžu byť dvoch typov: po prvé, reakcie, ktoré sa uskutočňujú, kým nie sú stabilizované bežné soli,
a iným spôsobom,
oxidovo-bázové premeny.
Pretože reakcie spojené s prítomnosťou iónu H + v nich sú neutrálne pre všetky kyseliny (kyselinové reakcie na detekciu kyselín), špecifické reakcie sa určujú ako kyslé reakcie na kyslej strane:
Ag + + Cl - = AgCl (biele obliehanie)
2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (biele obliehanie)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (zhovty obliehanie)
Určité špecifické reakcie kyselín sú určené ich oxidačnou silou.
Nekyslé kyseliny vo vodných roztokoch sa môžu viac oxidovať.
2KMnO 4 + 16HCl = 5 Сl 2 + 2 КСl + 2 МnСl 2 + 8 Н 2 O
H2S + Br2 = S + 2НВг
Kisen kyseliny môžu byť oxidované iba vtedy, ak je ich centrálny atóm v nižšom alebo strednom stupni oxidácie, ako napríklad v kyseline sírovej:
H2S03 + Cl2 + H20 = H2S04 + 2HCl
C + 2H2S04 (konc) = C02 + 2S02 + 2H20
Pamäťová stopa, ktorá:
- Lahodné kyseliny reagujú s kovmi, ktoré sú v elektrochemickom rade priamo pred vodou, čím sa pridáva množstvo myslí, z ktorých najdôležitejšie vznikajú ako výsledok reakcie soľanky.
Interakcia HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) s kovmi prebieha odlišne.
- Koncentrovaná kyselina sírová v chlade pasívne absorbuje hliník, železo a chróm.
- Vo vode sa kyseliny disociujú na katióny vody a anióny s kyslým prebytkom, napr.
- Anorganické a organické kyseliny interagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi a vytvárajú škodlivé soli:
- Tieto aj iné kyseliny reagujú so zásadami.
Bohato zásadité kyseliny môžu reagovať so strednými aj kyslými soľami (prostredníctvom neutralizačnej reakcie):
Reakcia medzi kyselinami a soľami prebieha iba spôsobom, akým sa vytvára zrazenina alebo plyn:
K interakcii H 3 PO 4 s vapnyakom dochádza prostredníctvom vytvorenia na povrchu zostávajúceho nedeštruktívneho obliehania Ca 3 (PO 4) 2.
Zvláštnosti sily dusíka HNO 3 a koncentrovaných sírových H 2 SO 4 (konc.) kyselín vznikajú v tom, že pri interakcii s jednoduchými látkami (kovy a nekovy) oxidačné činidlá nereagujú s katiónmi H +, ale s dusičnanmi resp. síranové ióny.
Je logické si uvedomiť, že v dôsledku takýchto reakcií nevzniká voda H 2, ale uvoľňujú sa ďalšie látky: väzbová soľ a voda, ako aj jeden z produktov obnovených dusičnanových alebo síranových iónov v závislosti od koncentrácia ї kyseliny, poloha kovu v napäťových a drenážnych sériových reakciách (teploty, úroveň kovových detailov atď.).
Tieto znaky chemického správania HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) názorne ilustrujú teóriu chemickej reakcie o vzájomnom toku atómov v molekulách molekúl.
Pojmy letmosť a odolnosť (stabilita) sú často zamieňané.
