Rboh сильное или слабое основание: как узнать сильное основание или слабое (химия ) пример ZnSO4 -H2SO4 сильная кислота а Zn

Сильные электролиты – список (химия, 9 класс)

4.1

Средняя оценка: 4.1

Всего получено оценок: 382.

4.1

Средняя оценка: 4.1

Всего получено оценок: 382.

Вещества, быстро распадающиеся на ионы в расплавах или растворах, называются сильными электролитами. К ним относятся растворимые соли, сильные кислоты и щёлочи.

Электролитическая диссоциация

Чтобы раствор или расплав проводил электрических ток, необходимо наличие заряженных частиц – ионов. Распадаются на ионы, т.е. подвергаются электролитической диссоциации вещества, содержащие полярные молекулы. Под действием молекул воды или высокой температуры разрушаются ковалентные полярные или ионные связи. В результате образуются катионы – положительно заряженные ионы и анионы – отрицательно заряженные ионы.

Рис. 1. Катионы и анионы.

Реакция электролитической диссоциации записывается с помощью ионного уравнения:

• HCl → H⁺ + Cl^–;
• КОН → К⁺ + ОН^–;
• Na₃PO ₄ → 3Na⁺ + PO₄^3-.

Скорость реакции и полнота разложения веществ зависит от степени диссоциации. Эта величина показывает, какая часть молекул от общего количества молекул вещества распалась на катионы и анионы. От степени диссоциации зависит, как поведёт себя вещество в растворе – растворится полностью или частично.

Степень диссоциации зависит он некоторых внешних факторов. Показатель степени можно увеличить с помощью повышения температуры. В кипящей воде электролит диссоциирует быстрее, молекулы активнее распадаются на ионы. А вот повышение концентрации вещества уменьшает степень диссоциации. Чем больше концентрация электролита, тем меньше действие растворителя и, следовательно, слабее диссоциация.

Степень диссоциации чаще всего выражают в процентах. Для вычисления степени диссоциации используется формула:

α = n / N ∙ 100 %,

где:

• n – количество молекул, распавшихся на катионы и анионы;
• N – общее число молекул электролита.

Электролиты, молекулы которых быстро и необратимо распадаются на ионы, называются сильными электролитами.

Рис. 2. Сильные электролиты.

Сильные электролиты

Степень диссоциации сильных электролитов больше 0,3 или 30 %. Они диссоциируют практически полностью. Диссоциация в этом случае необратима.

Список сильных электролитов:

• неорганические соли –

  Са(NO₃)₂, Na₂SO₄, NaCl, K₂S, AlBr₃, Cr₂(SO₄)₃;

• сильные неорганические кислоты –

  HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, HMnO₄;

• гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (щёлочи) –

  KOH, RbOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂.

Определить, какая соль относится к сильным электролитам, можно с помощью таблицы растворимости солей. Все растворимые в воде соли – сильные электролиты, малорастворимые и нерастворимые соли – слабые электролиты.

Рис. 3. Таблица растворимости солей.

Что мы узнали?

Из урока химии узнали, что такое электролитическая диссоциация и какие электролиты относятся к сильным. Электролитическая диссоциация характеризуется степенью диссоциации. Чем выше степень диссоциации, тем больше распадается электролит. У сильных электролитов степень диссоциации больше 30 %. К ним относятся сильные неорганические кислоты, растворимые соли и щёлочи. На степень диссоциации могут влиять внешние факторы – температура, концентрация, давление.

Тест по теме

Доска почёта

Чтобы попасть сюда — пройдите тест.

• Катя Мирная

  5/5

• Ирина Лебедь

  5/5

Оценка доклада

4.1

Средняя оценка: 4.1

Всего получено оценок: 382.

---

А какая ваша оценка?

Ca oh 2 сильное или слабое основание. Самая сильная кислота. Формула самой сильной кислоты. Что мы узнали

Немного теории

Кислоты

Кислоты ― это сложные вещества, образованные атомами водорода, способными замещаться на атомы металла и кислотными остатками.

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых образуются только катионы водорода и анионы кислотных остатков.

Классификация кислот

Классификация кислот по составу

Классификация кислот по числу атомов водорода

Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.

Химические свойства кислот

• Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды:

• Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

• Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации) :

• Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:

• Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

(в данном случае образуется неустойчивая угольная кислота , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)

— лакмус становится красным

Метилоранж становится красным.

Получение кислот

1. водород+неметалл
H 2 + S → H 2 S
2. кислотный оксид+ вода
P 2 O 5 + 3H 2 O →2H 3 PO 4
Исключение :
2NO 2 + H 2 O →HNO 2 + HNO 3
SiO 2 + H 2 O -не реагирует
3. кислота+соль
В продукте реакции должен образовываться осадок, газ или вода. Обычно более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из солей. Если соль нерастворима в воде, то она реагирует с кислотой, если образуется газ.

Na 2 CO 3 + 2HCl →2NaCl + H 2 O + CO 2
K 2 SiO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓

Основания

Основания (осно́вные гидрокси́ды) — сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН−. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.

Классификация оснований

1. По растворимости в воде.
Растворимые основания
(щёлочи): гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2, гидроксид цезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH.
Практически нерастворимые основания
: Mg(OH)2, Ca(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Cu(OH) 2
Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов
2. По количеству гидроксильных групп в молекуле.
— Однокислотные

(гидроксид натрия NaOH)
— Двукислотные (гидроксид меди(II) Cu(OH) 2 )
— Трехкислотные (гидроксид железа(III) In(OH) 3 )
3. По летучести.
— Летучие : Nh4
— Нелетучие : щёлочи, нерастворимые основания.
4. По стабильности.
— Стабильные: гидроксид натрия NaOH, гидроксид бария Ba(OH)2
— Нестабильные: гидроксид аммония Nh4·h3O (гидрат аммиака).
5. По степени электролитической диссоциации.
— Сильные (α > 30 %): щёлочи.

Слабые (α

Получение

• Взаимодействие сильноосновного оксида с водой позволяет получить сильное основание или щёлочь.

Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.

• Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.

• Также основание можно получить при взаимодействия щелочного или щелочноземельного металла с водой.

• Гидроксиды щелочных металлов в промышленности получают электролизом водных растворов солей:

• Некоторые основания можно получить обменными реакциями:

Химические свойства

• В водных растворах основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие:

это изменение проявляется в цветах некоторых
кислотно-основных индикаторов :
лакмус становится синим,
метилоранж — жёлтым,
фенолфталеин приобретает цвет фуксии .

• При взаимодействии с кислотой происходит реакция нейтрализации и образуется соль и вода:

Примечание:
реакция не идёт, если и кислота и основание слабые .

• При избытке кислоты или основания реакция нейтрализации идёт не до конца и образуются кислые или осно́вные соли, соответственно:

• Растворимые основания могут реагировать с амфотерными гидроксидами с образованием гидроксокомплексов:

• Основания реагируют с кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей:

• Растворимые снования вступают в обменные реакции с растворимыми солями:

				Основания
	Средней силы
			Гидроксиды щелочных металлов (KOH, NaOH, ZiOH), Ba(OH) 2 и др.		Na 4 OH и нерастворимые в воде основания (Ca(OH) 2 , Zi(OH) 2 , AL(OH) 3 и др.

Константа гидролиза равна отношению произведения концентраций продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли.

Пример 1. Вычислить степень гидролиза NH 4 Cl.

Решение: Из таблицы находим Кд(NH 4 ОН)=1,8∙10 -3 , отсюда

Кγ=Кв/Кд к = =10 -14 /1,8∙10 -3 = 5,56∙10 -10 .

Пример 2. Вычислить степень гидролиза ZnCl 2 по 1 ступени в 0,5 М растворе.

Решение: Ионное уравнение гидролиза Zn 2 + H 2 OZnOH + + H +

Kд ZnOH +1=1,5∙10 -9 ; hγ=√(Кв/ [Кд осн ∙Cм]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36%).

Пример 3. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN; б) Na 2 CO 3 ; в) ZnSO 4 . Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение: а) Цианид калия KCN — соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. I приложения) HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К + и анионы CN — . Катионы К + не могут связывать ионы ОН — воды, так как КОН — сильный электролит. Анионы же CN — связывают ионы Н + воды, образуя молекулы слабого элекролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CN — + Н 2 О HCN + ОН —

или в молекулярной форме

KCN + Н 2 О HCN + КОН

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН — , поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН > 7).

б) Карбонат натрия Na 2 CO 3 — соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО 3 2- , связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО — 3 , а не молекулы Н 2 СО 3 , так как ионы НСО — 3 диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н 2 СО 3 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CO 2- 3 +H 2 OHCO — 3 +ОН —

или в молекулярной форме

Na 2 CO 3 + Н 2 О NaHCO 3 + NaOH

В растворе появляется избыток ионов ОН — , поэтому раствор Na 2 CO 3 имеет щелочную реакцию (рН > 7).

в) Сульфат цинка ZnSO 4 — соль слабого многокислотного основания Zn(OH) 2 и сильной кислоты H 2 SO 4 . В этом случае катионы Zn + связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH + . Образование молекул Zn(OH) 2 не происходит, так как ионы ZnOН + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-моле­кулярное уравнение гидролиза

Zn 2+ + Н 2 ОZnOН + + Н +

или в молекулярной форме

2ZnSO 4 + 2Н 2 О (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO 4 имеет кислую реакцию (рН

Пример 4. Какие продукты образуются при смешивании растворов A1(NO 3) 3 и К 2 СО 3 ? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение. Соль A1(NO 3) 3 гидролизуется по катиону, а К 2 СО 3 — по аниону:

А1 3+ + Н 2 О А1ОН 2+ + Н +

СО 2- 3 + Н 2 О НСО — з + ОН —

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН — образуют молекулу слабого электролита Н 2 О. При этом гидро­литическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН) 3 и СО 2 (Н 2 СО 3). Ионно-молекулярное уравнение:

2А1 3+ + ЗСО 2- 3 + ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3 + ЗСО 2

молекулярное уравнение: ЗСО 2 + 6KNO 3

2A1(NO 3) 3 + ЗК 2 СО 3 + ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3

1. Многие кислоты растворяются в воде, придавая ей кисловатый вкус. Чтобы узнать присутствие кислоты в растворе применяются индикаторы: лакмус и метиловый оранжевый окрашиваются в красный цвет.
2. Со щелочами взаимодействуют сильные кислоты. Происходит реакция нейтрализации, из — за того, что кислая среда кислоты, а так же щелочная среда щелочи в сумме образуют нейтральную среду воды. Сокращенное ионное уравнение реакции нейтрализации имеет общий вид: Н + + ОН — → Н 2 О
3. Взаимодействуют с основными и амфотерными основаниями и оксидами, образуя соли и воду. Данные реакции из-за образования электролита всегда проходят до конца. В них растворяются многие оксиды и нерастворимые основания.
4. Возможно взаимодействие кислот с солями, при условии образования малорастворимых или газообразных веществ.

Взаимодействие кислот с металлами:

Классификаций кислот:

По составу кислотного остатка кислоты делятся на:

1. кислородсодержащие — это гидроксиды. Они относятся к этой группе, так как содержат в своем составе ОН — группу. К ним относятся кислоты:
   • серная — H 2 SO 4 ;
   • сернистая — H 2 SO 3 ;
   • азотная — HNO 3 ;
   • фосфорная — H 3 PO 4 ;
   • угольная — H 2 CO 3 ;
   • кремниевая — H 2 SiO 3 .
2. бескислородные — кислорода в своем составе не имеют. К ним относятся кислоты:
   • фтороводородная HF;
   • хлороводородная или соляная HCl;
   • бромоводородная HBr;
   • иодоводородная HI;
   • сероводородная H 2 S.

По количеству атомов водорода в составе:

1. одноосновные (HNO 3 ,HF и др.),
2. двухосновные (H 2 SO 4 ,H 2 CO 3 и др.),
3. трехосновные (H 3 PO 4).

Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.

Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).

Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.

Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Химические свойства оснований

Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.

1. Действуют на индикаторы . Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Все кислоты, их свойства и основания делятся на сильные и слабые. Но не смейте путать такие понятия как «сильная кислота» или «сильное основание» с их концентрацией. Например, нельзя сделать концентрированный раствор слабой кислоты или разбавленный раствор сильного основания. Например, соляная кислота, когда растворяется в воде то отдает каждой из двух молекул воды по одному своему протону.

Когда происходит химическая реакция в ионе гидроксония ион водорода очень прочно связывается с молекулой воды. Сама реакция будет происходит до тех пор, пока полностью не исчерпаются ее реагенты. Наша вода в этом случае играет роль основания, так как получает протон от соляной кислоты. Кислоты, которые диссоциируются нацело в водных растворах, называются сильными.

Когда нам известно самая начальная концентрация сильной кислоты, то в данном случае не составляет труда подсчитать какая концентрация ионов гидроксония и хлорид-ионов в растворе. Например, если вы возьмете и в 1 литр воды растворите 0,2 моля газообразной соляной кислоты, концентрация ионов после диссоциации будет точно такой же.

Примеры сильных кислот:

1) HCl — соляная кислота;
2) HBr — бромводород;
3) HI — йодоводород;
4) HNO3 — азотная кислота;
5) HClO4 — хлорная кислота;
6) h3SO4 — серная кислота.

Все известные кислоты (за исключением серной кислоты), представлены в списке выше и являются монопротоновыми, так как их атомы отдают по одному протону; молекулы серной кислоты могут с легкостью отдавать два своих протона, именно поэтому серная кислота является дипротоновой.

К сильным основаниям относятся электролиты, они полностью диссоциируются в водных растворах с образованием гидроксид-иона.

Аналогично с кислотами, вычислить концентрацию гидроксид-иона очень просто, если вы узнаете исходную концентрацию раствора. Например, раствор NaOH с концентрацией 2 моль/л диссоциирует на такую же концентрацию ионов.

Слабые кислоты. Основания и свойства

Что касается слабых кислот, то они диссоциируются не полностью, то есть частично. Различать сильные и слабые кислоты очень просто: если в справочной таблице рядом с названием кислоты показана ее константа то эта кислота является слабой; если же константа не приведена то данная кислота является сильной.

Слабые основания также хорошо реагируют с водой с образованием равновесной системы. Слабые кислоты также характеризуются константой диссоциации К.

Кислоты/основания — обзор MCAT

Кислотно-основное равновесие Определение кислоты, основания по Бренстеду H-кислота + основание — ↔ кислота — + H-основание. Слева направо: Кислота: донор протонов. Основание: акцептор протонов. Сопряженное основание: кислота после потери протона. Конъюгированная кислота: основание после получения протона. 9-14 при 25°С) H 2 O ↔ H + + OH — При стандартных условиях чистая вода диссоциирует с достижением [H + ] = 10 -7 M и 16 — 90 0 -7 М. K w = [H + ] x [OH — ] = 10 -7 x 10 -7 = 10 -14 000 определение рН; рН чистой воды pH = -log[H + ] Для чистой воды pH = -log[10 -7 ] = 7. Кислотный: pH ниже 7. Нейтральный: pH = 7. Основной: рН выше 7. рОН = -log[ОН — ]. рН + рОН = 14. Конъюгированные кислоты и основания (например, аминокислоты) Кислота База ↔ Основание сопряжения Конъюгированная кислота Н 2 О Н 2 О ↔ ОХ — Н 3 О + Р-СООН Н 2 О ↔ R-COO — Н 3 О + Н 2 О Р-НХ 2 ↔ ОХ — Р-НХ 3 + Более кислый ← + H 3 N-CH3-COOH ↔ + H 3 N-CH3-COO — ↔ H 2 N-CH3-COO — ↔ H 2 N-CH3-COO — ↔ H 2 N-CH3-COO — ° 7 its базовый Сильные кислоты и основания (обычные примеры, например, азотная, серная) Сильная кислота Формула Хлорная кислота HClO 4 Кислота йодистоводородная Привет Кислота бромистоводородная ХБр Серная кислота H 2 SO 4 Соляная кислота HCl Азотная кислота HNO 3 Ион гидроксония H 3 O + или H + Сильные кислоты полностью диссоциируют в растворе. Полная диссоциация происходит, потому что конъюгированный основной анион очень стабилен. Сильные основания Формула Гидроксид лития LiOH Гидроксид натрия NaOH Гидроксид калия КОН Гидроксид рубидия РбОН Гидроксид цезия CsOH Гидроксид кальция Са(ОН) 2 Гидроксид стронция Ср(ОН) 2 Гидроксид бария Ба(ОН) 2 Сильные основания полностью диссоциируют в растворе. Полная диссоциация происходит из-за высокой стабильности катиона сопряженной кислоты. Слабые кислоты и основания (обычные примеры, например, уксусная, бензойная) Слабая кислота Формула Муравьиная кислота НСООН Уксусная кислота СН 3 СООН Кислота плавиковая ВЧ Синильная кислота ХКН Сероводород Н 2 С Вода Н 2 О Слабые кислоты частично диссоциируют в растворе. Частичная диссоциация происходит потому, что сопряженное основание достаточно стабильно. Слабое основание Формула Аммиак НХ 3 Амин NR 3 Пиридин С 5 Н 5 Н Гидроксид аммония НХ 4 ОХ Вода Н 2 О Слабые основания частично диссоциируют в растворе. Частичная диссоциация происходит потому, что конъюгированная кислота достаточно стабильна. диссоциация слабых кислот и оснований с добавлением соли или без нее CH 3 COOH будет меньше диссоциировать в растворе, содержащем соль CH 3 COONa. NH 4 OH будет меньше диссоциировать в растворе, содержащем соль NH 4 Cl. Это связано с принципом Ле Шателье: при гидролизе солей слабых кислот образуются сопряженные с ними основания, что уменьшает диссоциацию. Точно так же при гидролизе солей слабых оснований образуются сопряженные кислоты. гидролиз солей слабых кислот или оснований Соль слабой кислоты: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO — + NA + CH 3 COO — + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH — Соли слабой базы: NH 4. 40040 4004040404040404040404040404040404040404040404040404040404040 4. . 4 + + CL — NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 + H 3 O + + H 3 O + 13111 + H 3 O + 1 + H расчет рН растворов солей слабых кислот или оснований Соль слабой кислоты: Допустим, раствор содержит M молярных CH 3 COONa. CH 3 COO — + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH — AS M Molar of Ch 3 COO — Начало к абстрактному Proton at The Solton Solton: SOLTER ABTRACST: ABTRACTS THE SOLE SOLTON SOLTON: SOLTON SOLTON: SOLTON ABTRACTENT. [СН 3 СОО — ] = М — х [СН 3 СООН] = х [ОН — ] = х К б = K w /K a = [CH 3 COOH][OH — ] / [CH 3 COO — ] = x 2 /(M — x) Поскольку x очень мало, K w /K a = x 2 /M → найти x. pOH = -log[OH — ] = -log(x) рН = 14 — рОН. Соль слабоосновная: Допустим, раствор содержит M молярных NH 4 Cl. НХ 4 + ↔ NH 3 + Н + . В виде молярной М NH 4 + диссоциирует: [NH 4 + ] = М — х [NH 3 ] = х [Ч + ] = х K A = K W /K B = [NH 3 ] [H + ] /[NH 4 + ] = X 2 9007 /(M — M — M — M — M — M — M — M — M — M — M. + ]. Икс) Поскольку x очень мал, K w /K b = x 2 /M → найти x. pH = -log[H + ] = -log(x). Константы равновесия Ka и Kb: pKa, pKb H-кислота ↔ H + + кислота — основание + H 2 O ↔ H-основание + + OH — 904 т.к. не является раствором. К а х К б = К w = 10 -14 pK a = -log K a pK b = -log K b pK a + pK b = 14 Буферы определение и понятия (общие буферные системы) Буферы = Растворы, устойчивые к изменениям рН. Соли слабых кислот и оснований образуют буферные системы. Буферная система состоит из равновесия между кислыми и основными частицами. Обратите внимание на «равновесие», вы не можете просто сбросить HCl и NaOH вместе и ожидать буферизации, потому что произойдет нейтрализация, и кислотные и основные виды не будут в равновесии. Концепция заключается в том, что кислые вещества буферной системы будут отдавать протоны, чтобы противостоять повышению pH, в то время как основные вещества буферной системы будут принимать протоны, чтобы противостоять снижению pH. Буферные системы, образованные слабыми кислотами, обладают максимальной буферной емкостью при pH = pK a кислоты. Когда [кислота] = [сопряженное основание], система забуферена при pH = pK и кислоты. Буферные системы, образованные слабыми основаниями, имеют максимальную буферную способность при рН = 14 — рК б базы. Когда [основание] = [конъюгированная кислота], система забуферена при pH = 14 — pK b основания. влияние на кривые титрования Буферы делают кривую титрования «плоской» в области, где происходит буферизация. На кривой титрования это точка перегиба. Точка перегиба находится при pH = pK a (или 14 — pK b ) буфера. Область вокруг точки перегиба — это область, в которой раствор обладает буферной способностью. pH этой буферной области обычно составляет pK 9.0040 a +/- 1 (или 14 — pK b +/- 1). Титрование Индикаторы H-In ↔ H + + In — K a = [H + ][In — ] / [H-In] Индикаторы ведут себя как слабые кислоты/основания. Индикатор присутствует в таком небольшом количестве, что не влияет на рН раствора. Когда раствор имеет низкий pH (высокий [H + ]), индикатор в основном в форме H-In, то есть одноцветный. Когда раствор имеет высокий pH (низкий [H + ]), индикатор в основном находится в форме In — другого цвета. Нейтрализация: Кислота + Основание = Соль + Вода. Интерпретация кривых титрования В точке перегиба (буферная стрелка) [кислота] = [сопряженное основание] или [основание] = [сопряженная кислота], pH = pK a и [титрант] = 1/2 [слабая кислота/основание] Буферная область имеет значения pH от pK до +/- 1. Полипротоновые кислоты имеют несколько pK a , точки перегиба и точки эквивалентности. Подобно моноосновным кислотам, каждая точка перегиба соответствует pKa кислотных частиц. При каждом pKa [кислые соединения] = [сопряженное основание кислотных соединений]. Для H 2 CO 3 : pK a1 : [H 2 CO 3 ] = [HCO 3 — ] Точка эквивалентности 1: почти все является HCO 3 — pK a2 : [HCO 3 — ] = [CO 1 0 7 3 ] Точка эквивалентности 2: почти все является CO 3 2- Окислительно-восстановительное титрование В то время как кислотно-основное титрование по Бренстеду включает перенос протона, окислительно-восстановительное титрование включает перенос электрона. Окислительно-восстановительный потенциал = восстановление + окисление = частицы A получают электроны + частицы B теряют электроны. Восстановление = уменьшение заряда = снижение степени окисления = получение электронов. Окисление = увеличение заряда = увеличение степени окисления = потеря электронов. 5H 2 O 2 + 2MnO 4 — + 6H + → 2Mn 2+ + 5O 2 + 8H 2 O Обычно кислород имеет степень окисления -2, но у пероксидов она равна -1. Реагенты здесь включают пероксид. Кислород и все остальное в его элементарном состоянии имеет степень окисления 0. Продукт O 2 является одним из таких случаев. Водород всегда равен +1, если только он не является гидридом, в этом случае он равен минус 1. В этой реакции все атомы водорода равны +1. Немного подсчитав, мы обнаружили, что реагент Mn имеет степень окисления +7. Полуреакции (реакции, которые изображают только перенос электрона) следующие: Reduction: Mn 7+ + 5e — → Mn 2+ Oxidation: O — → O 0 + e —

Кислоты и основания | Grandinetti Group

С нашим пониманием сильных, слабых и неэлектролитов мы теперь можем изучить определение кислот и оснований по Аррениусу:

Кислоты:

Вещество, образующее ионы H ⁺ при растворении в H ₂ O.

Основания:

Вещество, образующее ионы OH ^— при растворении в H ₂ O.

Например, HCl является кислотой,

и NaOH является основанием,

Кислоты и основания, которые являются сильными электролитами, называются сильными кислотами и сильными основаниями соответственно. Кислоты и основания, являющиеся слабыми электролитами, называются 9.0984 Слабые кислоты и Слабые основания соответственно.

Сильные кислоты

HCl является примером сильной кислоты:

HCl _{(водный)} → H ⁺ _{(водный)} + Класс ^— _{(водный)}

Другие примеры включают HBr, HI, HClO ₄ , HClO ₃ , H ₂ SO ₄ и HNO ₃ .

Слабые кислоты

HF является примером слабой кислоты:

Другие примеры включают HC ₂ H ₃ O ₂ , H ₂ CO ₃ , H ₂ SO ₃ , H ₃ PO ₃ и H ₃ . Последние четыре являются примерами полипротонных кислот . Это кислоты, которые могут образовывать более одного иона H ⁺ при растворении в воде. H ₂ CO ₃ и H ₂ SO ₃ называются дипротонными кислотами , а H ₃ PO ₃ и H ₃ PO ₄ называются трипротонными кислотами . HF, HCl, HBr и HC ₂ H ₃ O ₂ являются примерами моноосновных кислот . Диссоциация полипротонных кислот обычно происходит ступенчато. Например, только после того, как H ₃ PO ₄ потеряет свой первый ион H ⁺ , он потеряет второй ион H ⁺ , а затем и третий.

В этом примере все три вида H ₃ PO ₄ , H ₂ PO ₄ ^— и HPO ₄ ^2- являются слабыми электролитами, поэтому H ₃ PO ₄ считается слабой кислотой. H ₂ SO ₄ является другим примером дипротонной кислоты. В случае H ₂ SO ₄ первый ион H ⁺ образуется легко, поэтому вид H ₂ SO ₄ считается сильным электролитом (, т.е. , сильная кислота). Вид HSO ₄ ^— , однако, является слабым электролитом.

Сильные основания

NaOH является примером сильного основания:

NaOH _{(водный)} → Na ⁺ _{(водный)} + OH ^— _(водн.