ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Гидроксидами называются сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами.
Большинство оснований - твердые вещества с различной растворимостью в воде. Гидроксид меди (II) голубого цвета (рис. 1), гидроксид железа (III) бурого, большинство других белого цвета.
Рис. 1. Гидроксид меди (II). Внешний вид.
Растворимые основания (щелочи) в лаборатории можно получить при взаимодействии активных металлов и их оксидов с водой:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 .
Щелочи гидроксид натрия и гидроксид кальция получают электролизом водных растворов хлорида натрия и хлорида калия.
Нерастворимые в воде основания получают по реакции солей с щелочами в водных растворах:
FeCl 3 + 3NaOH aq = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl.
Растворимые и нерастворимые основания имеют общее свойства: они реагируют с кислотами с образованием солей и воды (реакция нейтрализации):
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O.
Растворы щелочей изменяют цвет некоторых веществ - лакмуса, фенолфталеина и метилового оранжевого, называемых индикаторами (табл. 1).
Таблица 1. Изменение цвета индикаторов под воздействием растворов кислот и оснований.
Кроме общего свойства, щелочи и нерастворимые в воде основания обладают также специфическими. Например, при нагревании голубого осадка гидроксида меди (II) образуется вещество черного цвета - это оксид меди (II):
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Щелочи, в отличие от нерастворимых оснований, при нагревании обычно не разлагаются. Их растворы действуют на индикаторы, разъедают органические вещества, реагируют с растворами солей (если в их состав входит металл, способный образовать нерастворимое основание) и кислотными оксидами:
Fe 2 (SO 4) 3 + 6KOH = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3K 2 SO 4 ;
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
Гидроксиды находят широкое применение в промышленности и быту. Например, большое значение имеет гидроксид кальция. Это белый рыхлый порошок. При смешивании его с водой образуется так называемое известковое молоко. Так как гидроксид кальция немного растворяется в воде, то после отфильтровывания известкового молока получается прозрачный раствор - известковая вода, которая мутнеет при пропускании через неё диокисда углерода. Гашеную известь применяют дляприготовления бордосской смеси -средства борьбы с болезнями и вредителями растений. Известковое молоко широко используют в химической промышленности, например при производстве сахара, соды и других веществ.
Гидроксид натрия применяют для очистки нефти, производства мыла, в текстильной промышленности. Гидроксид калия и гидроксид лития используют в аккумуляторах.
ПРИМЕР 1
| Задание | В одном из гидроксидов олова массовая доля элементов равна: олова - 63,6%; кислорода - 34,2%; водорода - 2,2%. Определите формулу этого гидроксида. |
| Решение | Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (олово), «у» (кислород) и «z» (водород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y:z = ω(Sn)/Ar(Sn) : ω(O)/Ar(O) : ω(H)/Ar(H); x:y:z = 63,6/119: 34,2/16: 2,1/1; x:y:z = 0,53: 2,14: 2,1 = 1: 4: 4. Значит формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4 . |
| Ответ | Формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4 |
ПРИМЕР 2
| Задание | Определите массовую долю гидроксида бария в растворе, полученном при смешивании воды массой 50 г и оксида бария массой 1,2 г. |
| Решение | Массовая доля вещества Х в растворе рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = m(X) / m solution × 100%. Масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя: m solution = m(H 2 O) + m(BaO) = 50 + 1,2 = 51,2 г. Запишем уравнение реакции получения гидроксида бария: BaO + H 2 O = Ba(OH) 2 . Рассчитаем количества моль исходных веществ: n(H 2 O) = m(H 2 O) / M(H 2 O); M(H 2 O) = 18 г/моль; n(H 2 O) = 50 / 18 = 2,8 моль. n(BaO) = m(BaO) / M(BaO); M(BaO) = 153 г/моль; n(BaO) = 1,2 / 153 = 0,008 моль. Расчет ведем по соединению, находящемуся в недостатке (оксид бария). Согласно уравнению n(BaO) :n(Ba(OH) 2) = 1:1, т.е. n(Ba(OH) 2) = n(BaO) = 1,04 моль. Тогда масса образовавшегося гидроксида бария будет равна: m(Ba(OH) 2) = n(Ba(OH) 2) × M(Ba(OH) 2); M(Ba(OH) 2) = 171 г/моль; m(Ba(OH) 2) = 0,008 ×171 = 1,368 г. Найдем массовую долю гидроксида бария в растворе: ω (Ba(OH) 2) = 1,368 / 51,2 × 100% = 2,67%. |
| Ответ | Массовая доля гидроксида бария равна 2,67% |
Металла и гидроксильной группы (ОН). Например, гидроксид натрия - NaOH , гидроксид кальция - Ca (OH ) 2 , гидроксид бария - Ba (OH ) 2 и т.д.
1. Реакция обмена:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Электролиз водных растворов солей:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,
3. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов или их оксидов с водой:
К + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
1. Гидроксиды имеют щелочной характер среды.
2. Гидроксиды растворяются в воде (щелочи) и бывают нерастворимыми. Например, KOH - растворяется в воде, а Ca (OH ) 2 - малорастворим, имеет раствор белого цвета. Металлы 1-ой группы периодической таблицы Д.И. Менделеева дают растворимые основания (гидроксиды).
3. Гидроксиды разлагаются при нагреве:
Cu (OH ) 2 = CuO + H 2 O .
4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами :
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Щелочи могут реагировать с некоторыми неметаллами при различных температурах по-разному:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (холод),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O (нагрев).
6. Взаимодействуют с кислотами:
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O .
1. Основание + кислота соль + вода
КОН
+ HCl
KCl + H 2 O.
2.
Основание + кислотный оксид
соль + вода
2KOH
+ SO 2
K 2 SO 3
+ H 2 O.
3.
Щелочь + амфотерный оксид/гидроксид
соль
+ вода
2NaOH (тв)
+ Al 2 O 3
2NaAlO 2
+ H 2 O;
NaOH (тв)
+ Al(OH) 3
NaAlO 2
+ 2H 2 O.
Реакция обмена между основанием и солью протекает только в растворе (и основание, и соль должны быть растворимы) и только в том случае, если хотя бы один из продуктов – осадок или слабый электролит (NH 4 OH, H 2 O)
Ba(OH) 2
+ Na 2 SO 4
BaSO 4
+
2NaOH;
Ba(OH) 2
+ NH 4 Cl
BaCl 2
+ NH 4 OH.
Термостойки только основания щелочных металлов за исключением LiOH
Ca(OH) 2
CaO
+ H 2 O;
NaOH
;
NH 4 OH
NH 3
+ H 2 O.
2NaOH (тв)
+ Zn
Na 2 ZnO 2
+ H 2 .
КИСЛОТЫ
Кислотами с позиции ТЭД называются сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода Н + .
1. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4), трехосновные (H 3 PO 4).
2. По составу кислоты делят на бескислородные (HCl, H 2 S) и кислородсодержащие (HClO 4, HNO 3).
3. По способности кислот диссоциировать в водных растворах их делят на слабые и сильные . Молекулы сильных кислот в водных растворах распадаются на ионы полностью и их диссоциация необратима.
Например,
HCl
H +
+ Cl - ;
H 2 SO 4
H +
+ HSO
.
Слабые кислоты диссоциируют обратимо, т.е. их молекулы в водных растворах распадаются на ионы частично, а многоосновные - ступенчато.
СН 3 СООН
СН 3 СОО -
+ Н + ;
1)
H 2 S
HS -
+
H + ,
2)
HS -
H +
+ S 2- .
Часть
молекулы кислоты без одного или нескольких
ионов водорода Н +
называется кислотным
остатком
.
Заряд кислотного остатка всегда
отрицательный и определяется числом
ионов Н + ,
отнятых от молекулы кислоты. Например,
ортофосфорная кислота H 3 PO 4
может
образовать три кислотных остатка: H 2 PO
-
дигидрофосфат-ион, HPO
-
гидрофосфат-ион, PO
-
фосфат-ион.
Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN - - циан) окончание - водородная: HCl – хлороводородная кислота (соляная кислота), H 2 S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота (синильная кислота).
Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «…ная» или «…овая», например, H 2 SO 4 – серная кислота, H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «…ная» (HClO 4 – хлорная кислота), «…оватая» (HClO 3 – хлорноватая кислота), «…истая» (HClO 2 – хлористая кислота), «…оватистая» (HClO- хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающей низшей степени окисления элемента, получает окончание «…истая» (HNO 3 – азотная кислота, HNO 2 – азотистая кислота).
Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р 2 О 5) могут соответствовать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO 3 и H 3 PO 4). В подобных случаях к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода в молекуле, добавляется приставка «мета…», а к названию кислоты, содержащей в молекуле наибольшее число атомов кислорода – приставка «орто…» (HPO 3 – метафосфорная кислота, H 3 PO 4 – ортофосфорная кислота).
Если же молекула кислоты содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, то к ее названию добавляется числительная приставка, например, Н 4 Р 2 О 7 – дву фосфорная кислота, Н 2 В 4 О 7 – четырех борная кислота.
Н 2 SO 5 H 2 S 2 O 8
S H – O – S –O – O – S – O - H
H
- O - O
O
O
O
Пероксосерная кислота Пероксодвусерная кислота
Химические свойства кислот
HF
+ KOH
KF + H 2 O.
H 2 SO 4
+ CuO
CuSO 4
+ H 2 O.
2HCl
+ BeO
BeCl 2
+ H 2 O.
Кислоты взаимодействуют с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая (летучая) по сравнению с исходной кислота
H 2 SO 4
+ BaCl 2
BaSO 4
+2HCl;
2HNO 3
+ Na 2 CO 3
2NaNO 3
+ H 2 O
+
CO 2
.
Н 2 СО 3
Н 2 О
+ СО 2 .
H 2 SO 4(разб)
+ Fe
FeSO 4
+ H 2 ;
HCl
+ Cu
.
На рисунке 2 показано взаимодействие кислот с металлами.
КИСЛОТА - ОКИСЛИТЕЛЬ
Металл в ряду напряжения после Н 2
+
реакция не идет
Металл в ряду напряжения до Н 2
+ 
соль металла
+ Н 2
в min степени
H 2 SO 4 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
окисления (с.о.)+
реакция
не идет
/Mq/Zn
от условий
Сульфат металла в max с.о.
+
+ +
Металл (остальные)
+
+
+
HNO 3 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+ 
реакция не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
Нитрат металла в max с.о.
Металл
(остальные; Al,Cr, Fe, Co, Ni при
нагревании)
+
HNO 3 разбавленная
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+ 
реакция
не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
NH 3 (NH 4 NO 3)
Нитратметал
ла в max с.о.
+ 
+
Металл (остальные в ярду напряжений до Н 2)
NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)
от условий
+
Металл (остальные в ряду напряжений после Н 2)
Рис.2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ
СОЛИ
Соли – это сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положителльно заряженных ионов (катионов – основных остатков), за исключением ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов (анионов – кислотных остатков), отличных от гидрокисид – ионов.
Разделение оснований на группы по различным признакам представлено в таблице 11.
Таблица 11
Классификация оснований
Все основания, кроме раствора аммиака в воде, представляют собой твёрдые вещества, имеющие различную окраску. Например, гидроксид кальция Са(ОН) 2 белого цвета, гидроксид меди (II) Сu(ОН) 2 голубого цвета, гидроксид никеля (II) Ni(OH) 2 зелёного цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 красно-бурого цвета и т. д.
Водный раствор аммиака NH 3 Н 2 O, в отличие от других оснований, содержит не катионы металла, а сложный однозарядный катион аммония NH - 4 и существует только в растворе (этот раствор вам известен под названием нашатырного спирта). Он легко разлагается на аммиак и воду:
Однако, какими бы разными ни были основания, все они состоят из ионов металла и гидроксогрупп, число которых равно степени окисления металла.
Все основания, и в первую очередь щёлочи (сильные электролиты), образуют при диссоциации гидроксид-ионы ОН - , которые и обусловливают ряд общих свойств: мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов (лакмуса, метилового оранжевого и фенолфталеина), взаимодействие с другими веществами.
Типичные реакции оснований
Первая реакция (универсальная) была рассмотрена в § 38.
H + + ОН - = Н 2 O.
Проведите реакции, уравнения которых вы составили. Вспомните, какие вещества (кроме кислоты и щёлочи) необходимы для наблюдения за этими химическими реакциями.
Вторая реакция протекает между щелочами и оксидами неметаллов, которым соответствуют кислоты, например,
Соответствует
и т.д.
При взаимодействии оксидов с основаниями образуются соли соответствующих кислот и вода:
Рис. 141.
Взаимодействие щёлочи с оксидом неметалла
Повторите опыт, который вы проделывали раньше. В пробирку налейте 2-3 мл прозрачного раствора известковой воды.
Поместите в неё соломинку для сока, которая выполняет роль газоотводной трубки. Осторожно пропускайте через раствор выдыхаемый воздух. Что наблюдаете?
Запишите молекулярное и ионное уравнения реакции.
Рис. 142.
Взаимодействие щелочей с солями:
а - с образованием осадка; б - с образованием газа
Третья реакция является типичной реакцией ионного обмена и протекает только в том случае, если в результате образуется осадок или выделяется газ, например:
Нагрейте содержимое 1-й пробирки и определите по запаху один из продуктов реакции.
Сформулируйте вывод о возможности взаимодействия щелочей с солями.
Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например:
Fe(OH) 2 = FeO + Н 2 O.
В две пробирки налейте по 1 мл раствора сульфата или хлорида меди (II). В каждую пробирку добавьте по 3-4 капли раствора гидроксида натрия. Опишите образовавшийся гидроксид меди (II).
Примечание . Оставьте пробирки с полученным гидроксидом меди (II) для проведения следующих опытов.
Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции».
Добавьте в одну из пробирок с полученным в предыдущем опыте гидроксидом меди (II) 1-2 мл соляной кислоты. Что наблюдаете?
Используя пипетку, поместите 1-2 капли полученного раствора на стеклянную или фарфоровую пластину и, используя тигельные щипцы, осторожно выпарьте его. Рассмотрите образующиеся кристаллы. Отметьте их цвет.
Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «участие катализатора» и «обратимость химической реакции».
Нагрейте одну из пробирок с полученным ранее или выданным учителем гидроксидом меди () (рис. 143). Что наблюдаете?
Рис. 143.
Разложение гидроксида меди (II) при нагревании
Составьте уравнение проведённой реакции, укажите условие её протекания и тип реакции по признакам «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «выделение или поглощение теплоты» и «обратимость химической реакции».
Ключевые слова и словосочетания
Работа с компьютером
Вопросы и задания
Общие свойства оснований обусловлены наличием в их растворах иона ОН - , создающего в растворе щелочную среду (фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет, метилоранж – в желтый, лакмус – в синий).
1. Химические свойства щелочей:
1) взаимодействие с кислотными оксидами:
2KOH+CO 2 ®K 2 CO 3 +H 2 O;
2) реакция с кислотами (реакция нейтрализации):
2NaOH+ H 2 SO 4 ®Na 2 SO 4 +2H 2 O;
3) взаимодействие с растворимыми солями (только в том случае, если при действии щелочи на растворимую соль выпадает осадок или выделяется газ):
2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4 ,
Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 ¯+2NaOH, KOH(конц.)+NH 4 Cl(крист.)®NH 3 +KCl+H 2 O.
2. Химические свойства нерастворимых оснований:
1) взаимодействие оснований с кислотами:
Fe(OH) 2 +H 2 SO 4 ®FeSO 4 +2H 2 O;
2) разложение при нагревании. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на основный оксид и воду:
Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O
Конец работы -
Эта тема принадлежит разделу:
Атомно молекулярные учения в химии атом молекула химический элемент моль простые сложные вещества примеры.. теоретическую основу современной химии составляет атомно молекулярное.. атомы мельчайшие химические частицы являющиеся пределом химического..
Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:
Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:
| Твитнуть |
Получение оснований
1. Получение щелочей:
1) взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
Сa+2H2O®Ca(OH)2+H
Номенклатура кислот
Названия кислот производятся от того элемента, от которого образована кислота. При этом в названии бескислородных кислот обычно имеется окончание –водородная: HCl – хлороводородная, HBr – бромоводо
Химические свойства кислот
Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н+, образующихся при диссоциации молекул кислоты, таким образом, кислоты – это доноры протонов: HxAn«xH+
Получение кислот
1) взаимодействие кислотных оксидов с водой:
SO3+H2O®H2SO4,
P2O5+3H2O®2H3PO4;
Химические свойства кислых солей
1) кислые соли содержат атомы водорода, способные принимать участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать со щелочами, превращаясь в средние или другие кислые соли – с меньшим числ
Получение кислых солей
Кислую соль можно получить:
1) реакцией неполной нейтрализации многоосновной кислоты основанием:
2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H
Основные соли.
Основными (гидроксосолями) называются соли, которые образуются в результате неполного замещения гидроксидных ионов основания анионами кислот.
Однокислотные основания, например, NaOH, KOH,
Химические свойства основных солей
1) основные соли содержат гидроксогруппы, которые могут принимать участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать с кислотами, превращаясь в средние соли или в основные соли с меньши
Получение основных солей
Основную соль можно получить:
1) реакцией неполной нейтрализации основания кислотой:
2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
Средние соли.
Средними солями называюся продукты полного замещения Н+-ионов кислоты ионами металлов; они также могут рассматриваться как продукты полного замещения ОН-ионов основания аниона
Номенклатура средних солей
В русской номенклатуре (используемой в технологической практике) существует следующий порядок наименования средних солей: к корню названия кислородсодержащей кислоты прибавляют слово
Химические свойства средних солей
1) Почти все соли являются ионными соединениями, поэтому в расплаве и в водном растворе они диссоциируют на ионы (при пропускании тока через растворы или расплавы солей идет процесс электролиза).
Получение средних солей
Большая часть методов получения солей основана на взаимодействии веществ противоположной природы – металлов с неметаллами, кислотных оксидов с основными, оснований с кислотами (см. таблицу 2).
Строение атома.
Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Порядковый номер элемента в Периодической таблице элементов равен заряду ядра
Состав атомных ядер
Ядро состоит из протонов и нейтронов.
Количество протонов равно порядковому номеру элемента. Число нейтронов в ядре
равно разности между массовым числом изотопа и по
Электрон
Вокруг ядра вращаются электроны по определенным стационарныморбитам. Двигаясь по своей орбите, электрон не излучает и не поглощает электромагнитную энергию. Излучение или поглощение энергии происхо
Правило заполнения электронных уровней, подуровней элементов
Число электронов, которые могут находиться на одном энергетическом уровне, определяется формулой 2n2, где n – номер уровня. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней: для первог
Энергия ионизации, сродства к электрону, электроотрицательность.
Энергия ионизации атома. Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется первой энергией (потенциалом) ионизации I:
Э + I = Э+ + е-
Энергия ионизаци
Ковалентная связь
В большинстве случаев при образовании связи происходит обобществление электронов связываемых атомов. Такой тип химической связи называют ковалентной связью (приставка "ко-" в латинском яз
Сигма и пи связи.
Сигма (σ)-, пи (π)-связи - приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна
Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.
Кроме изложенного в предыдущем разделе гомогенного механизма образования ковалентной связи, существует гетерогенный механизм - взаимодействие разноименно заряженных ионов - протона H+ и
Химическая связь и геометрия молекул. BI3, PI3
рисунок 3.1Сложение дипольных элементов в молекулах NH3 и NF3
Полярная и неполярная связь
Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании
Ионная связь
Ионная связь– это химическая связь, которая осуществляется за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов.
Таким образом, процесс образования и
Степень окисления
Валентность 1. Валентность - способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей. 2. Значения валентности изменяются от I до VII (редко VIII). Валент
Водородная связь
Помимо различных гетерополярных и го-меополярных связей, существует еще один особый вид связи, который в последние два десятилетия привлекает все большее внимание химиков. Это так называемая водоро
Кристаллические решётки
Итак, кристаллическая структура характеризуется правильным (регулярным) расположением частиц в строго определенных местах в кристалле. При мысленном соединении этих точек линиями получаются простра
Растворы
Если в сосуд с водой поместить кристаллы поваренной соли, сахара или перманганата калия (марганцовки), то мы можем наблюдать, как количество твердого вещества постепенно уменьшается. При этом вода,
Электролитическая диссоциация
Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все
Механизм диссоциации.
Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ио
Ионное произведение воды
Водородный показатель (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН. Водородный показатель численно ра
Химическая реакция
Химическая реакция - это превращение одних веществ в другие. Впрочем, такое определение нуждается в одном существенном дополнении. В ядерном реакторе или в ускорителе тоже одни вещества превращаютс
Методы расстановки коэффициентов в ОВР
Метод электронного баланса 1). Записываем уравнение химической реакции KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Находим атомы, изме
Гидролиз
Гидролиз – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию малодиссоциированных веществ и сопровождающийся изменением реакции (pH) среды.
Суть
Скорость химических реакций
Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:
V = ± ((С2 – С1) / (t2 - t
Факторы, влияющие на скорость химических реакций
1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с
Энергия активации
Столкновение химических частиц приводит к химическому взаимодействию лишь в том случае, если сталкивающиеся частицы обладают энергией, превышающей некоторую определенную величину. Рассмотрим взаимо
Катализ катализатор
Многие реакции можно ускорить или замедлить путем введения некоторых веществ. Добавляемые вещества не участвуют в реакции и не расходуются в ходе ее протекания, но оказывают существенное влияние на
Химическое равновесие
Химические реакции, которые протекают со сравнимыми скоростями в обоих направлениях, называются обратимыми. В таких реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов, состав которы
Принцип Ле Шателье
Принцип Ле Шателье говорит о том, что для смещения равновесия вправо нужно, во-первых, повышать давление. Действительно, при повышении давления система будет «сопротивляться» возрастанию кон
Факторы влияющие на скорость химической реакции
Факторы, влияющие на скорость химической реакции
Увеличивают скорость
Уменьшают скорость
Наличие химически активных реагентов
Закон Гесса
Пользуясь табличными значениями
Тепловой эффект
В ходе реакции происходит разрыв связей в исходных веществах и образование новых связей в продуктах реакции. Поскольку образование связи идет с выделением, а ее разрыв - с поглощением энергии, то х
