Elektrolyty a neelektrolyty
Z hodín fyziky je známe, že roztoky niektorých látok sú schopné viesť elektrický prúd, zatiaľ čo iné nie.
Látky, ktorých roztoky vedú elektrický prúd, sa nazývajú elektrolytov.
Látky, ktorých roztoky nevedú elektrický prúd, sa nazývajú neelektrolytov. Napríklad roztoky cukru, alkoholu, glukózy a niektorých ďalších látok nevedú elektrický prúd.
Elektrolytická disociácia a asociácia
Prečo roztoky elektrolytov vedú elektrický prúd?
Švédsky vedec S. Arrhenius, študujúci elektrickú vodivosť rôznych látok, dospel v roku 1877 k záveru, že príčinou elektrickej vodivosti je prítomnosť v roztoku ióny ktoré vznikajú pri rozpustení elektrolytu vo vode.
Proces rozkladu elektrolytu na ióny sa nazýva elektrolytická disociácia.
S. Arrhenius, ktorý sa držal fyzikálnej teórie roztokov, nebral do úvahy interakciu elektrolytu s vodou a veril, že v roztokoch sú voľné ióny. Naproti tomu ruskí chemici I.A. Kablukov a V.A. Kistyakovsky použili chemickú teóriu D.I. Mendelejeva na vysvetlenie elektrolytickej disociácie a dokázali, že pri rozpustení elektrolytu dochádza k chemickej interakcii rozpustenej látky s vodou, čo vedie k tvorbe hydrátov a následne disociujú na ióny. Verili, že roztoky neobsahujú voľné, nie „nahé“ ióny, ale hydratované, to znamená „oblečené do plášťa“ molekúl vody.
Molekuly vody sú dipóly(dva póly), keďže atómy vodíka sú umiestnené pod uhlom 104,5°, vďaka čomu má molekula uhlový tvar. Molekula vody je schematicky znázornená nižšie.
Spravidla sa s látkami najľahšie disociujú iónová väzba a teda s iónovou kryštálovou mriežkou, pretože už pozostávajú z hotových iónov. Keď sa rozpustia, vodné dipóly sú orientované s opačne nabitými koncami okolo kladných a záporných iónov elektrolytu.
Medzi iónmi elektrolytu a vodnými dipólmi vznikajú vzájomné príťažlivé sily. V dôsledku toho sa väzba medzi iónmi oslabuje a ióny sa presúvajú z kryštálu do roztoku. Je zrejmé, že postupnosť procesov prebiehajúcich počas disociácie látok s iónovými väzbami (soli a zásady) bude nasledovná:
1) orientácia molekúl vody (dipólov) v blízkosti iónov kryštálu;
2) hydratácia (interakcia) molekúl vody s iónmi povrchovej vrstvy kryštálu;
3) disociácia (rozpad) kryštálu elektrolytu na hydratované ióny.
Zjednodušené procesy možno vyjadriť pomocou nasledujúcej rovnice:
Elektrolyty, ktorých molekuly majú kovalentnú väzbu (napríklad molekuly chlorovodíka HCl, pozri nižšie), disociujú podobne; len v tomto prípade vplyvom vodných dipólov dochádza k premene kovalentnej polárnej väzby na iónovú; Postupnosť procesov, ktoré sa vyskytujú v tomto prípade, bude nasledovná:
1) orientácia molekúl vody okolo pólov molekúl elektrolytu;
2) hydratácia (interakcia) molekúl vody s molekulami elektrolytu;
3) ionizácia molekúl elektrolytu (premena kovalentnej polárnej väzby na iónovú);
4) disociácia (rozpad) molekúl elektrolytu na hydratované ióny.
Proces disociácie kyseliny chlorovodíkovej možno zjednodušene vyjadriť pomocou nasledujúcej rovnice:
Je potrebné vziať do úvahy, že v roztokoch elektrolytov sa chaoticky pohybujúce sa hydratované ióny môžu zrážať a navzájom sa rekombinovať. Tento opačný proces sa nazýva asociácia. Asociácia v roztokoch prebieha paralelne s disociáciou, preto sa do reakčných rovníc vkladá znamienko reverzibility.
Vlastnosti hydratovaných iónov sa líšia od vlastností nehydratovaných iónov. Napríklad nehydratovaný ión medi Cu 2+ je biely v bezvodých kryštáloch síranu meďnatého a má modrú farbu, keď je hydratovaný, t. j. je spojený s molekulami vody Cu 2+ nH 2 O. Hydratované ióny majú konštantný aj premenlivý počet molekúl vody.
Stupeň elektrolytickej disociácie
V roztokoch elektrolytov sú spolu s iónmi aj molekuly. Preto sú charakterizované roztoky elektrolytov stupeň disociácie, ktoré sa označuje gréckym písmenom a („alfa“).
Ide o pomer počtu častíc rozdelených na ióny (N g) k celkovému počtu rozpustených častíc (N p).
Stupeň disociácie elektrolytu sa určuje experimentálne a vyjadruje sa v zlomkoch alebo percentách. Ak a = 0, potom nedochádza k žiadnej disociácii a ak a = 1 alebo 100 %, potom sa elektrolyt úplne rozpadne na ióny. Rôzne elektrolyty majú rôzne stupne disociácie, t.j. stupeň disociácie závisí od povahy elektrolytu. Závisí to aj od koncentrácie: pri riedení roztoku sa zvyšuje stupeň disociácie.
Podľa stupňa elektrolytickej disociácie sa elektrolyty delia na silné a slabé.
Silné elektrolyty- sú to elektrolyty, ktoré po rozpustení vo vode takmer úplne disociujú na ióny. Pre takéto elektrolyty má stupeň disociácie tendenciu k jednote.
Silné elektrolyty zahŕňajú:
1) všetky rozpustné soli;
2) silné kyseliny, napríklad: H2S04, HCl, HN03;
3) všetky alkálie, napríklad: NaOH, KOH.
Slabé elektrolyty- sú to elektrolyty, ktoré po rozpustení vo vode takmer nedisociujú na ióny. Pre takéto elektrolyty má stupeň disociácie tendenciu k nule.
Medzi slabé elektrolyty patria:
1) slabé kyseliny - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;
2) vodný roztok amoniaku NH3H20;
4) niektoré soli.
Disociačná konštanta
V roztokoch slabých elektrolytov v dôsledku ich neúplnej disociácie dynamická rovnováha medzi nedisociovanými molekulami a iónmi. Napríklad pre kyselinu octovú:
Na túto rovnováhu môžete použiť zákon hromadnej akcie a zapísať výraz pre rovnovážnu konštantu:
Rovnovážna konštanta charakterizujúca proces disociácie slabého elektrolytu sa nazýva disociačná konštanta.
Disociačná konštanta charakterizuje schopnosť elektrolytu (kyselina, zásada, voda) disociovať na ióny. Čím väčšia je konštanta, tým ľahšie sa elektrolyt rozkladá na ióny, a preto je silnejší. Hodnoty disociačných konštánt pre slabé elektrolyty sú uvedené v referenčných knihách.
Základné princípy teórie elektrolytickej disociácie
1. Po rozpustení vo vode sa elektrolyty disociujú (rozpadajú) na kladné a záporné ióny.
Ióny je jednou z foriem existencie chemického prvku. Napríklad kovové atómy sodíka Na 0 energicky interagujú s vodou, pričom vytvárajú alkálie (NaOH) a vodík H2, zatiaľ čo sodné ióny Na+ takéto produkty netvoria. Chlór Cl 2 má žltozelenú farbu a štipľavý zápach a je jedovatý, zatiaľ čo ióny chlóru Cl sú bezfarebné, netoxické a bez zápachu.
Ióny- sú to kladne alebo záporne nabité častice, na ktoré sa premieňajú atómy alebo skupiny atómov jedného alebo viacerých chemických prvkov v dôsledku darovania alebo pridávania elektrónov.
V roztokoch sa ióny pohybujú náhodne rôznymi smermi.
Podľa zloženia sa ióny delia na jednoduché- Cl-, Na+ a komplexné-NH4+, S02-.
2. Dôvodom disociácie elektrolytu vo vodných roztokoch je jeho hydratácia, t.j. interakcia elektrolytu s molekulami vody a prerušenie chemickej väzby v ňom.
V dôsledku tejto interakcie sa vytvárajú hydratované ióny, teda spojené s molekulami vody. V dôsledku toho sa podľa prítomnosti vodného obalu delia ióny na hydratovaný(v roztokoch a kryštalických hydrátoch) a nehydratovaný(v bezvodých soliach).
3. Vplyvom elektrického prúdu sa kladne nabité ióny presúvajú k zápornému pólu zdroja prúdu - katóde, a preto sa nazývajú katióny, a záporne nabité ióny sa presúvajú na kladný pól zdroja prúdu - anóda, a preto sa nazývajú anióny. .
V dôsledku toho existuje iná klasifikácia iónov - podľa znaku svojho náboja.
Súčet nábojov katiónov (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) sa rovná súčtu nábojov aniónov (Cl -, OH -, SO 4 2-), v dôsledku čoho roztoky elektrolytov (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) zostávajú elektricky neutrálne.
4. Elektrolytická disociácia je reverzibilný proces pre slabé elektrolyty.
Spolu s procesom disociácie (rozklad elektrolytu na ióny) prebieha aj opačný proces - združenia(kombinácia iónov). Preto sa v rovniciach elektrolytickej disociácie namiesto znamienka rovnosti používa znamienko reverzibility, napríklad:
5. Nie všetky elektrolyty disociujú na ióny v rovnakom rozsahu.
Závisí od povahy elektrolytu a jeho koncentrácie. Chemické vlastnosti roztokov elektrolytov sú určené vlastnosťami iónov, ktoré tvoria počas disociácie.
Vlastnosti roztokov slabých elektrolytov sú určené molekulami a iónmi vytvorenými počas procesu disociácie, ktoré sú vo vzájomnej dynamickej rovnováhe.
Zápach kyseliny octovej je spôsobený prítomnosťou molekúl CH 3 COOH, kyslá chuť a zmena farby indikátorov sú spojené s prítomnosťou iónov H + v roztoku.
Vlastnosti roztokov silných elektrolytov sú určené vlastnosťami iónov, ktoré vznikajú pri ich disociácii.
Napríklad všeobecné vlastnosti kyselín, ako je kyslá chuť, zmeny farby indikátorov atď., sú spôsobené prítomnosťou katiónov vodíka (presnejšie oxóniových iónov H 3 O +) v ich roztokoch. Všeobecné vlastnosti alkálií, ako mydlivosť na dotyk, zmeny farby indikátorov a pod., sú spojené s prítomnosťou hydroxidových iónov OH - v ich roztokoch a vlastnosti solí sú spojené s ich rozkladom v roztoku na kovové (alebo amónne) katióny a anióny kyslých zvyškov.
Podľa teórie elektrolytickej disociácie všetky reakcie vo vodných roztokoch elektrolytov sú reakciami medzi iónmi. To zodpovedá vysokej rýchlosti mnohých chemických reakcií v roztokoch elektrolytov.
Reakcie prebiehajúce medzi iónmi sa nazývajú iónové reakcie a rovnice týchto reakcií sú iónové rovnice.
Vo vodných roztokoch môžu prebiehať iónomeničové reakcie:
1. Nezvratné, do konca.
2. Reverzibilné, teda prúdiť súčasne v dvoch opačných smeroch. Výmenné reakcie medzi silnými elektrolytmi v roztokoch sa dokončujú alebo sú prakticky nevratné, keď sa ióny navzájom spájajú a vytvárajú látky:
a) nerozpustný;
b) nízka disociácia (slabé elektrolyty);
c) plynný.
Tu je niekoľko príkladov molekulárnych a skrátených iónových rovníc:
Reakcia je nezvratná, pretože jedným z jej produktov je nerozpustná látka.
Neutralizačná reakcia je nevratná, pretože vzniká nízkodisociujúca látka – voda.
Reakcia je nezvratná, pretože vzniká plyn CO 2 a látka s nízkou disociáciou - voda.
Ak sú medzi východiskovými látkami a medzi reakčnými produktmi slabé elektrolyty alebo slabo rozpustné látky, potom sú takéto reakcie reverzibilné, to znamená, že nepokračujú do konca.
Pri reverzibilných reakciách sa rovnováha posúva smerom k tvorbe najmenej rozpustných alebo najmenej disociovaných látok.
Napríklad:
Rovnováha sa posúva smerom k vytvoreniu slabšieho elektrolytu - H 2 O. Takáto reakcia však neprebehne úplne: v roztoku zostávajú nedisociované molekuly kyseliny octovej a hydroxidových iónov.
Ak sú východiskovými látkami silné elektrolyty, ktoré pri interakcii netvoria nerozpustné alebo mierne disociujúce látky alebo plyny, potom k takýmto reakciám nedochádza: keď sa roztoky zmiešajú, vytvorí sa zmes iónov.
Referenčný materiál na vykonanie testu:
Mendelejevov stôl
Tabuľka rozpustnosti
Roztok je tuhý alebo kvapalný homogénny systém pozostávajúci z dvoch alebo viacerých zložiek, ktorých relatívne množstvá sa môžu meniť v širokom rozmedzí.
Najdôležitejším typom roztokov sú vodné roztoky, ktoré sú dôležité pre priemysel a pre zabezpečenie biochemických procesov v prírode.
Homogenita roztokov ich robí podobnými chemickým zlúčeninám, variabilita zloženia ich približuje k mechanickým zmesiam, takže môžeme povedať, že roztoky zaujímajú medziľahlú polohu medzi mechanickými zmesami a chemickými zlúčeninami.
Vznik vodných roztokov je sprevádzaný zmenou elektrického momentu dipólu molekuly vody, ich priestorovým preorientovaním a prerušením vodíkových väzieb.
Neelektrolytové molekuly tvoria veľké dutiny v štruktúre vody, energia potrebná na ich vznik sa uvoľňuje pri prerušení vodíkových väzieb medzi molekulami vody.
Tvorba takýchto štruktúr je sprevádzaná uvoľňovaním tepla, pretože energia interakcie medzi molekulami neelektrolytu a vody je väčšia ako energia interakcie medzi molekulami vody. Podporou deštrukcie vodnej štruktúry spôsobuje tvorba hydrátov zvýšenie bodu tuhnutia roztoku. Na tejto vlastnosti vodných roztokov neelektrolytov je založená hydrátová metóda odsoľovania vody (príklad tvorby hydrátov v plynových vrtoch a plynovodoch).
Keď nepolárne, pomerne veľké molekuly neelektrolytu vstúpia do vody, vodíkové väzby medzi molekulami vody sa prerušia a nevytvoria sa nové väzby s rozpustenou látkou, preto sa takéto zlúčeniny vo vode nerozpúšťajú (uhľovodíky s dlhým reťazcom).
Vo vodných roztokoch elektrolytov dochádza k hydratácii iónov, ktorá spočíva v interakcii jeho iónov s molekulami vody a vytváraní hydratačných obalov okolo nich, ako aj v zmene tepelného pohybu molekúl vody.
Pri nízkych koncentráciách elektrolytu vo vodnom roztoku môžu zostať oblasti vody s nenarušenou štruktúrou. V koncentrovaných roztokoch elektrolytov nie je žiadne voľné rozpúšťadlo - všetko je v zóne pôsobenia iónov, preto sú vlastnosti zriedených a koncentrovaných roztokov tej istej látky odlišné.
Roztoky s koncentráciou elektrolytu vyššou ako 2 mol/l svojou štruktúrou pripomínajú roztavený kryštál elektrolytu. Ak je v zriedených roztokoch štruktúra vody narušená iónmi elektrolytu, potom koncentrované roztoky môžu byť reprezentované ako elektrolyt, ktorého štruktúra je narušená rozpúšťadlom.
Príkladom interakcie iónov elektrolytov s vodou je elektrostrikcia - zníženie celkového objemu rozpúšťadla a elektrolytu pri vzájomnom miešaní.
Produkty interakcie medzi rozpúšťadlom a rozpustenými látkami sú solváty , a proces ich vzniku sa nazýva riešenie.
Špeciálny prípad riešenia je hydratácia - interakcia rozpustených látok s vodou, v dôsledku čoho vznikajú hydráty. Molekuly vody sa pri hydratácii neničia, ale hydráty sú väčšinou nestabilné, no niektoré sú schopné zadržiavať vodu aj v pevnom kryštalickom stave, napríklad Glauberova soľ Na 2 SO 4 10 H 2 O, síran meďnatý Cu SO 4 5 H 2 O, železo vitriol FeSO 4 7H 2 O. Takéto látky sa nazývajú kryštalické hydráty. Hydráty sa svojimi vlastnosťami líšia od bezvodých zlúčenín.
Roztok je homogénna sústava pozostávajúca z dvoch alebo viacerých látok, ktorých obsah možno v určitých medziach meniť bez narušenia homogenity.
Voda riešenia pozostávajú z voda(rozpúšťadlo) a rozpustená látka. Stav látok vo vodnom roztoku je v prípade potreby označený dolným indexom (p), napríklad KNO 3 v roztoku - KNO 3 (p).
Často sa nazývajú roztoky, ktoré obsahujú malé množstvo rozpustenej látky zriedený a roztoky s vysokým obsahom rozpustených látok - koncentrovaný. Roztok, v ktorom je možné ďalšie rozpúšťanie látky, sa nazýva nenasýtené a roztok, v ktorom sa látka za daných podmienok prestáva rozpúšťať, je nasýtený. Posledne uvedený roztok je vždy v kontakte (v heterogénnej rovnováhe) s nerozpustenou látkou (jeden kryštál alebo viac).
Za špeciálnych podmienok, napríklad pri opatrnom (bez miešania) ochladzovaní horúceho nenasýteného roztoku pevný látky, ktoré sa môžu tvoriť presýtený Riešenie. Keď sa zavedie kryštál látky, takýto roztok sa rozdelí na nasýtený roztok a zrazeninu látky.
V súlade s chemická teória roztokov D.I. Mendelejeva, rozpúšťanie látky vo vode je sprevádzané po prvé zničenie chemické väzby medzi molekulami (medzimolekulové väzby v kovalentných látkach) alebo medzi iónmi (v iónových látkach), a tým sa častice látky zmiešajú s vodou (v ktorej sa zničia aj niektoré vodíkové väzby medzi molekulami). K porušeniu chemických väzieb dochádza v dôsledku tepelnej energie pohybu molekúl vody, a to sa deje náklady energie vo forme tepla.
Po druhé, akonáhle sú vo vode, častice (molekuly alebo ióny) látky sú vystavené hydratácia. Ako výsledok, hydratuje– zlúčeniny neurčitého zloženia medzi časticami látky a molekulami vody (vnútorné zloženie častíc samotnej látky sa rozpustením nemení). Tento proces je sprevádzaný zvýraznenie energie vo forme tepla v dôsledku tvorby nových chemických väzieb v hydrátoch.
Vo všeobecnosti je riešenie buď sa ochladí(ak spotreba tepla presiahne jeho výdaj), alebo sa zohreje (inak); niekedy - ak je prívod tepla a jeho uvoľňovanie rovnaké - teplota roztoku zostáva nezmenená.
Mnohé hydráty sú také stabilné, že sa nezrútia ani po úplnom odparení roztoku. Známe sú teda pevné kryštalické hydráty solí CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, KAl(SO 4) 2 12H20 atď.
Obsah látky v nasýtenom roztoku pri T= const kvantitatívne charakterizuje rozpustnosť tejto látky. Rozpustnosť sa zvyčajne vyjadruje ako hmotnosť rozpustenej látky na 100 g vody, napríklad 65,2 g KBr/100 g H20 pri 20 °C. Ak sa teda do 100 g vody pri 20 °C pridá 70 g pevného bromidu draselného, potom 65,2 g soli prejde do roztoku (ktorý bude nasýtený) a 4,8 g pevného KBr (nadbytok) zostane dno pohára.
Malo by sa pamätať na to, že obsah rozpustenej látky v bohatý Riešenie rovná sa, V nenasýtené Riešenie menej a v presýtený Riešenie viac jeho rozpustnosť pri danej teplote. Takto vznikol roztok pripravený pri 20 °C zo 100 g vody a síranu sodného Na 2 SO 4 (rozpustnosť 19,2 g/100 g H 2 O), obsahujúci
15,7 g soli – nenasýtené;
19,2 g soli – nasýtené;
20,3 g soli – presýtená.
Rozpustnosť pevných látok (tabuľka 14) sa zvyčajne zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou (KBr, NaCl) a len u niektorých látok (CaSO 4, Li 2 CO 3) je pozorovaný opak.
Rozpustnosť plynov klesá so zvyšujúcou sa teplotou a zvyšuje sa so zvyšujúcim sa tlakom; napríklad pri tlaku 1 atm je rozpustnosť amoniaku 52,6 (20 °C) a 15,4 g/100 g H20 (80 °C) a pri 20 °C a 9 atm je 93,5 g/100 g H20.
Podľa hodnôt rozpustnosti sa látky rozlišujú:
– vysoko rozpustný, ktorých hmotnosť v nasýtenom roztoku je porovnateľná s hmotnosťou vody (napr. KBr - pri 20 °C rozpustnosť 65,2 g/100 g H 2 O; 4,6 M roztok), tvoria nasýtené roztoky s molaritou viac ako 0,1 M;
– mierne rozpustný, ktorých hmotnosť v nasýtenom roztoku je výrazne menšia ako hmotnosť vody (napríklad CaSO 4 - pri 20 °C rozpustnosť 0,206 g/100 g H 2 O; 0,015 M roztok), tvoria nasýtené roztoky s molaritou 0,1– 0,001 M;
– prakticky nerozpustný, ktorých hmotnosť v nasýtenom roztoku je zanedbateľná v porovnaní s hmotnosťou rozpúšťadla (napríklad AgCl - pri 20 °C rozpustnosť 0,00019 g na 100 g H 2 O; 0,0000134 M roztoku), tvoria nasýtené roztoky s molaritou menšou ako 0,001 mil.
Zostavené na základe referenčných údajov tabuľka rozpustnosti bežné kyseliny, zásady a soli (tabuľka 15), ktorá označuje typ rozpustnosti, sú zaznamenané látky vedecky neznáme (nezískané) alebo úplne rozložené vodou.
Konvencie použité v tabuľke:
„r“ – vysoko rozpustná látka
„m“ – slabo rozpustná látka
„n“ – prakticky nerozpustná látka
„-“ – látka nebola prijatá (neexistuje)
„“ – látka sa neobmedzene mieša s vodou
Poznámka. Táto tabuľka zodpovedá príprave nasýteného roztoku pri teplote miestnosti pridaním látky (vo vhodnom stave agregácie) do vody. Malo by sa vziať do úvahy, že získanie precipitácie zle rozpustných látok pomocou iónomeničových reakcií nie je vždy možné (podrobnejšie pozri 13.4).
13.2. Elektrolytická disociácia
Rozpúšťanie akejkoľvek látky vo vode je sprevádzané tvorbou hydrátov. Ak súčasne nenastanú žiadne zmeny vzorca v časticiach rozpustenej látky v roztoku, potom sa takéto látky klasifikujú ako neelektrolytov. Sú to napríklad plyn dusík N2, kvapalina chloroform CHCI3, pevná látka sacharóza C 12 H 22 O 11, ktoré vo vodnom roztoku existujú vo forme hydrátov svojich molekúl.
Je známych veľa látok (vo všeobecnej forme MA), ktoré po rozpustení vo vode a vytvorení hydrátov molekúl MA nH 2 O prechádzajú výraznými zmenami vzorca. V dôsledku toho sa v roztoku objavujú hydratované ióny - katióny M + nH 2 O a anióny A nH 2 O:
Takéto látky sú klasifikované ako elektrolytov.
Proces objavenia sa hydratovaných iónov vo vodnom roztoku volal elektrolytická disociácia(S. Arrhenius, 1887).
Elektrolytická disociácia iónový kryštalických látok (M +)(A -) vo vode je nezvratné reakcia:
Takéto látky patria medzi silné elektrolyty Patria sem mnohé zásady a soli, napríklad:
Elektrolytická disociácia MA látok pozostávajúcich z polárny kovalentných molekúl je reverzibilné reakcia:
Takéto látky sú klasifikované ako slabé elektrolyty; zahŕňajú mnohé kyseliny a niektoré zásady, napríklad:
V zriedených vodných roztokoch slabých elektrolytov vždy nájdeme ako pôvodné molekuly, tak aj produkty ich disociácie – hydratované ióny.
Kvantitatívna charakteristika disociácie elektrolytu je tzv stupeň disociácie a je to indikované? ,Vždy? > 0.
Pre silný elektrolyty? = 1 podľa definície (disociácia takýchto elektrolytov je úplná).
Pre slabý elektrolytov, stupeň disociácie je pomer molárnej koncentrácie disociovanej látky (c d) k celkovej koncentrácii látky v roztoku (c):
Stupeň disociácie je zlomok jednotky alebo 100 %. Pre slabé elektrolyty? « Od 1 (100 %).
Pre slabé kyseliny H n A stupeň disociácie v každom ďalšom kroku v porovnaní s predchádzajúcim prudko klesá:
Stupeň disociácie závisí od povahy a koncentrácie elektrolytu, ako aj od teploty roztoku; rastie s znížiť koncentrácia látky v roztoku (t.j. keď je roztok zriedený) a kedy kúrenie.
IN zriedený riešenia silné kyseliny H n A ich hydroanióny H n-1 A neexistujú, napr.
B koncentrovaný V roztokoch je obsah hydroaniónov (a dokonca aj pôvodných molekúl) viditeľný:
(nie je možné zhrnúť rovnice pre štádiá reverzibilnej disociácie!). Pri zahrievaní hodnôt? 1 a? 2 zvýšenie, čo podporuje výskyt reakcií zahŕňajúcich koncentrované kyseliny.
Kyseliny sú elektrolyty, ktoré po disociácii dodávajú katióny vodíka do vodného roztoku a netvoria žiadne ďalšie kladné ióny:
Spoločné silné kyseliny:
V zriedenom vodnom roztoku (podmienečne do 10 % alebo 0,1 molárneho) tieto kyseliny úplne disociujú. Pre silné kyseliny H n A zoznam zahŕňa ich hydroanióny(anióny kyslých solí), ktoré za týchto podmienok tiež úplne disociujú.
Spoločné slabé kyseliny:
Bázy sú elektrolyty, ktoré po disociácii dodávajú hydroxidové ióny do vodného roztoku a nevytvárajú žiadne iné záporné ióny:
Disociácia málo rozpustný zásady Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Mn(OH) 2, Fe(OH) 2 a iné nemajú praktický význam.
TO silný dôvody ( alkálie) zahŕňajú NaOH, KOH, Ba(OH)2 a niektoré ďalšie. Najznámejšou slabou zásadou je hydrát amoniaku NH 3 H 2 O.
Stredné soli sú elektrolyty, ktoré po disociácii dodávajú akékoľvek katióny okrem H + a akékoľvek anióny okrem OH - do vodného roztoku:
Hovoríme len o vysoko rozpustných soliach. Disociácia málo rozpustný a prakticky nerozpustný soli nevadí.
Disociujte podobne dvojité soli:
Kyslé soli(väčšina z nich je rozpustná vo vode) úplne disociujú podľa typu stredných solí:
Výsledné hydroanióny sú zase vystavené vode:
a) ak hydroanion patrí do silný kyselina, potom sa sama tiež úplne disociuje:
a úplná disociačná rovnica bude napísaná takto:
(roztoky takýchto solí budú nevyhnutne kyslé, rovnako ako roztoky zodpovedajúcich kyselín);
b) ak hydroanión patrí do slabý kyselina, potom je jej správanie vo vode dvojaké – buď neúplná disociácia ako slabá kyselina:
alebo interakcia s vodou (nazývaná reverzibilná hydrolýza):
na? 1 > ? 2 prevláda disociácia (a roztok soli bude kyslý) a pri? 1 > ? 2 – hydrolýza (a roztok soli bude alkalický). Roztoky solí s aniónmi HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - a HSeO 3 - budú teda kyslé, roztoky solí s inými aniónmi (väčšina z nich) budú alkalické. Inými slovami, názov „kyslý“ pre soli s väčšinou hydroaniónov neznamená, že tieto anióny sa budú v roztoku správať ako kyseliny (hydrolýza hydroaniónov a výpočet pomeru medzi α1 a α2 sa študuje iba na strednej škole).
Základné soli MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 a iné sú väčšinou prakticky nerozpustné vo vode a o ich správaní sa vo vodnom roztoku nemožno diskutovať.
13.3. Disociácia vody. Roztokové médium
Voda sama o sebe je veľmi slabá elektrolyt:
Koncentrácie katiónu H + a aniónu OH - v čistej vode sú veľmi malé a dosahujú 1 10 -7 mol/l pri 25 °C.
Katión vodíka H + je najjednoduchšie jadro - protón p +(elektrónový obal katiónu H + je prázdny, 1s 0). Voľný protón má vysokú pohyblivosť a penetračnú schopnosť, obklopený polárnymi molekulami H 2 O nemôže zostať voľný. Protón sa okamžite pripojí k molekule vody:
V nasledujúcom texte sa pre zjednodušenie zachováva označenie H + (ale H30 + je implikované).
Typy prostredie vodného roztoku:
Pre vodu pri izbovej teplote máme:
preto v čistej vode:
Táto rovnosť platí aj pre vodné roztoky:
Praktická stupnica pH zodpovedá rozsahu 1-13 (zriedené roztoky kyselín a zásad):
V prakticky neutrálnom prostredí s pH = 6–7 a pH = 7–8 je koncentrácia H + a OH - veľmi malá (1 10 -6 – 1 10 -7 mol/l) a takmer sa rovná koncentrácii týchto iónov v čistej vode. Takéto roztoky kyselín a zásad sa berú do úvahy extrémne zriedené (obsahujú veľmi málo látky).
Na praktické stanovenie typu média vodných roztokov použite ukazovatele– látky, ktoré dávajú charakteristickú farbu neutrálnym, kyslým a/alebo zásaditým roztokom.
Bežnými indikátormi v laboratóriu sú lakmus, metyl pomaranč a fenolftaleín.
Stáva sa metyloranž (indikátor kyslého prostredia). Ružová v silne kyslom roztoku (tabuľka 16), fenolftaleín (indikátor pre alkalické prostredie) - karmínový v silne alkalickom roztoku a lakmus sa používa vo všetkých prostrediach.
13.4. Reakcie výmeny iónov
V zriedených roztokoch elektrolytov (kyseliny, zásady, soli) sa zvyčajne vyskytujú chemické reakcie ióny. V tomto prípade si všetky prvky činidiel môžu zachovať svoje oxidačné stavy ( výmenné reakcie) alebo ich zmeňte ( redoxné reakcie). Nižšie uvedené príklady sa týkajú výmenných reakcií (výskyt redoxných reakcií pozri v časti 14).
V súlade s Bertholletovo pravidloiónové reakcie prebiehajú prakticky nevratne, ak vznikajú pevné, málo rozpustné látky(zrážajú sa) vysoko prchavé látky(uvoľňujú sa ako plyny) príp rozpustné látky – slabé elektrolyty(vrátane vody). Iónové reakcie sú reprezentované sústavou rovníc - molekulárny, úplný A krátky iónový. Nižšie sú vynechané úplné iónové rovnice (čitateľovi odporúčame, aby si ich zostavil sám).
Pri písaní rovníc pre iónové reakcie sa musíte riadiť tabuľkou rozpustnosti (pozri tabuľku 8).
Príklady reakcie so zrážaním:
Pozor! Málo rozpustné („m“) a prakticky nerozpustné („n“) soli uvedené v tabuľke rozpustnosti (pozri tabuľku 15) sa zrážajú presne tak, ako sú uvedené v tabuľke (CaF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v AlPO 4v atď.).
V tabuľke 15 neuvedené uhličitany– stredné soli s aniónom CO 3 2-. Majte na pamäti, že:
1) K2C03, (NH4)2C03 a Na2C03 sú rozpustné vo vode;
2) Ag 2 CO 3, BaCO 3 a CaC03 sú prakticky nerozpustné vo vode a ako také sa vyzrážajú, napr.
3) soli iných katiónov, ako sú MgC03, CuC03, FeC03, ZnC03 a iné, aj keď sú nerozpustné vo vode, nezrážajú sa z vodného roztoku pri iónových reakciách (t.j. nie je možné ich získať týmto spôsobom).
Napríklad uhličitan železitý FeCO 3 získaný „suchý“ alebo vo forme minerálu siderit, po pridaní do vody sa vyzráža bez viditeľnej interakcie. Keď sa ho však pokúsite získať výmennou reakciou v roztoku medzi FeSO 4 a K 2 CO 3, vyzráža sa zrazenina hlavnej soli (podmienečné zloženie je dané, v praxi je zloženie zložitejšie) a oxidu uhličitého vydané:
Podobne ako FeCO 3, sulfid chróm (III) Cr 2 S 3 (nerozpustný vo vode) sa nezráža z roztoku:
V tabuľke 15 tiež neoznačuje soli, ktoré rozložiť voda - sulfid hliník Al 2 S 3 (ako aj BeS) a acetát chróm (III) Cr(CH3COO)3:
V dôsledku toho sa tieto soli tiež nedajú získať výmennou reakciou v roztoku:
(pri poslednej reakcii je zloženie zrazeniny zložitejšie; takéto reakcie sú podrobnejšie študované vo vysokoškolskom vzdelávaní).
Príklady reakcie s uvoľňovaním plynu:
Príklady reakcie s tvorbou slabých elektrolytov:
Ak činidlá a produkty výmennej reakcie nie sú silné elektrolyty, iónová forma rovnice chýba, napríklad:
13.5. Hydrolýza solí
Hydrolýza soli je interakcia jej iónov s vodou, čo vedie k vzniku kyslého alebo alkalického prostredia, ale nie je sprevádzané tvorbou zrazeniny alebo plynu (nižšie hovoríme o stredných soliach).
Proces hydrolýzy prebieha iba za účasti rozpustný soli a pozostáva z dvoch fáz:
1) disociácia soli v roztoku - nezvratné reakcia (stupeň disociácie? = 1 alebo 100 %);
2) vlastne hydrolýza, t.j. interakcia iónov solí s vodou, – reverzibilné reakcia (stupeň hydrolýzy?< 1, или 100 %).
Rovnice 1. a 2. stupňa - prvá z nich je nevratná, druhá je vratná - nemôžete ich sčítať!
Všimnite si, že soli tvorené katiónmi alkálie a anióny silný kyseliny nepodliehajú hydrolýze, disociujú sa až po rozpustení vo vode. V roztokoch solí KCl, NaNO 3, Na 2 SO 4 a BaI 2 prostredie neutrálny.
V prípade interakcie anión hydrolýza soli na anióne.
K disociácii soli KNO 2 dochádza úplne, hydrolýza aniónu NO 2 prebieha vo veľmi malej miere (pre 0,1 M roztok - o 0,0014 %), ale to stačí na to, aby sa roztok stal zásadité(medzi produktmi hydrolýzy je OH - ión), má pH = 8,14.
Anióny podliehajú iba hydrolýze slabý kyseliny (v tomto príklade dusitanový ión NO 2 - zodpovedajúci slabej kyseline dusnej HNO 2). Anión slabej kyseliny priťahuje vodíkový katión prítomný vo vode a vytvára molekulu tejto kyseliny, zatiaľ čo hydroxidový ión zostáva voľný:
Zoznam hydrolyzovateľných aniónov:
Upozorňujeme, že v príkladoch (c – e) nemôžete zvýšiť počet molekúl vody a namiesto hydroaniónov (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -) napíšte vzorce zodpovedajúcich kyselín (H 2 CO 3, H 3 P04, H2S). Hydrolýza je reverzibilná reakcia a nemôže prejsť „do konca“ (až do vytvorenia kyseliny HnA).
Ak by v roztoku jej soli Na 2 CO 3 vznikla taká nestabilná kyselina ako H 2 CO 3, potom by sa z roztoku uvoľnil plynný CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 v + H 2 O). Keď sa však sóda rozpustí vo vode, vytvorí sa priehľadný roztok bez vývoja plynu, čo je dôkazom neúplnej hydrolýzy aniónu CO|. s výskytom v roztoku iba hydroaniónu kyseliny uhličitej HCOg.
Stupeň hydrolýzy soli aniónom závisí od stupňa disociácie produktu hydrolýzy - kyseliny (HNO 2, HClO, HCN) alebo jej hydroaniónu (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -); čím je kyselina slabšia, tým vyšší je stupeň hydrolýzy. Napríklad ióny CO 3 2-, PO 4 3- a S 2- podliehajú hydrolýze vo väčšej miere (v 0,1 M roztokoch ~ 5 %, 37 % a 58 %, v uvedenom poradí) ako ión NO2, pretože disociácia H 2 CO 3 a H 2 S v 2. stupni a H 3 PO 4 v 3. stupni (t. j. disociácia iónov HCO 3 -, HS - a HPO 4 2-) prebieha podstatne menej ako disociácia kys. HNO 2 . Preto budú roztoky, napríklad Na 2 CO 3, K 3 PO 4 a BaS vysoko alkalické(čo sa dá ľahko overiť mydlivosťou roztoku sódy na dotyk). Prebytok OH iónov v roztoku možno ľahko zistiť pomocou indikátora alebo zmerať špeciálnymi prístrojmi (pH metre).
Ak sa hliník pridá do koncentrovaného roztoku soli, ktorá je silne hydrolyzovaná aniónom, napríklad Na2C03, potom tento (v dôsledku amfoterity) bude reagovať s OH-
a vývoj vodíka bude pozorovaný. Toto je ďalší dôkaz hydrolýzy iónu CO 3 2- (napokon sme do roztoku Na 2 CO 3 nepridali zásadu NaOH!).
V prípade interakcie katión rozpustená soľ s vodou proces sa nazýva hydrolýza soli katiónom:
K disociácii soli Ni(NO 3) 2 dochádza úplne, k hydrolýze katiónu Ni 2+ dochádza vo veľmi malej miere (pre 0,1 M roztok - o 0,001 %), ale to stačí na to, aby sa roztok stal kyslé(medzi produktmi hydrolýzy je prítomný H+ ión), pH = 5,96.
Hydrolýze podliehajú len katióny slabo rozpustných zásaditých a amfotérnych hydroxidov a amónny katión NH 4 +. Hydrolyzovaný katión priťahuje OH- anión prítomný vo vode a vytvára zodpovedajúcu hydroxokáciu, zatiaľ čo katión H+ zostáva voľný:
Amónny katión v tomto prípade tvorí slabú zásadu - hydrát amoniaku:
Zoznam hydrolyzovateľných katiónov:
Príklady:
Upozorňujeme, že v príkladoch (a – c) nemôžete zvýšiť počet molekúl vody a namiesto hydroxokátov FeOH 2+, CrOH 2+, ZnOH + napíšte vzorce hydroxidov FeO(OH), Cr(OH) 3, Zn(OH) 2. Ak by vznikali hydroxidy, potom by sa z roztokov solí FeCl 3, Cr 2 (SO 4) 3 a ZnBr 2 tvorilo zrážanie, čo nie je pozorované (tieto soli tvoria priehľadné roztoky).
Nadbytočné katióny H+ sa dajú ľahko zistiť pomocou indikátora alebo zmerať špeciálnymi prístrojmi. Môžete tiež
urobte takýto experiment. V koncentrovanom roztoku soli, ktorá je silne hydrolyzovaná katiónom, napríklad AlCl3:
pridáva sa horčík alebo zinok. Ten bude reagovať s H +:
a vývoj vodíka bude pozorovaný. Tento experiment je ďalším dôkazom hydrolýzy katiónu Al 3+ (napokon sme do roztoku AlCl 3 nepridali kyselinu!).
Príklady úloh k časti A, B1. Silný elektrolyt je
1) C6H5OH
2) CH3COOH
3) C2H4(OH)2
2. Slabý elektrolyt je
1) jodovodík
2) fluorovodík
3) síran amónny
4) hydroxid bárnatý
3. Vo vodnom roztoku tvorí každých 100 molekúl 100 vodíkových katiónov pre kyselinu
1) uhlie
2) dusíkaté
3) dusík
4-7. V rovnici disociácie slabej kyseliny vo všetkých možných krokoch
súčet koeficientov sa rovná
8-11. Pre disociačné rovnice v roztoku dvoch alkálií
8. NaOH, Ba(OH) 2
9. Sr(OH)2, Ca(OH)2
10. KOH, LiOH
11. CsOH, Ca(OH) 2
celkový súčet koeficientov je
12. Vápenná voda obsahuje súbor častíc
1) CaOH+, Ca2+, OH-
2) Ca2+, OH-, H20
3) Ca2+, H20, O2-
4) CaOH+, 02-, H+
13-16. Pri disociácii jednej vzorcovej jednotky soli
14. K2Cr207
16. Cr2 (SO4) 3
počet vytvorených iónov sa rovná
17. Najväčší množstvo iónu PO 4 -3 možno detegovať v roztoku obsahujúcom 0,1 mol
18. Reakcia so zrážaním je
1) MgS04 + H2S04 >...
2) AgF + HNO 3 >...
3) Na2HP04 + NaOH >...
4) Na2Si03 + HCl >...
19. Reakcia s uvoľňovaním plynu je
1) NaOH + CH3COOH >...
2) FeSO4 + KOH >...
3) NaHC03 + HBr >…
4) Pl(N03)2 + Na2S >...
20. Interakcii zodpovedá krátka iónová rovnica OH - + H + = H 2 O
1) Fe(OH)2 + HCl >…
2) NaOH + HN02 >...
3) NaOH + HN03 >...
4) Ba(OH)2 + KHS04 >...
21. V rovnici iónovej reakcie
S02 + 2ON = S032- + H20
OH ión - môže zodpovedať reagentu
4) C6H5OH
22-23. Iónová rovnica
22. ZCa 2+ + 2PO 4 3- = Ca 3 (PO 4) 2 v
23. Ca2+ + HPO42- = CaHPO4 v
zodpovedá reakcii medzi
1) Ca(OH)2 a K3P04
2) CaCl2 a NaH2P04
3) Ca(OH)2 a H3P04
4) CaCl a K2HP04
24-27. V rovnici molekulovej reakcie
24. Na 3 PO 4 + AgNO 3 >...
25. Na2S + Cu(N03)2 >…
26. Ca(HS03)2 >…
27. K 2 SO 3 + 2HBr >... súčet koeficientov je
28-29. Pre úplnú neutralizačnú reakciu
28. Fe(OH)2 + HI >…
29. Ba(OH)2 + H2S >…
súčet koeficientov v úplnej iónovej rovnici je
30-33. V krátkej rovnici iónovej reakcie
30. NaF + AlCl3 >…
31. K 2 CO 3 + Sr(NO 3) 2 >...
32. Mgl 2 + K 3 PO 4 >...
33. Na2S + H2S04 >...
súčet koeficientov sa rovná
34-36. Vo vodnom roztoku soli
34. Ca(C104)2
36. Fe2 (SO4) 3
vytvára sa prostredie
1) kyslé
2) neutrálne
3) alkalické
37. Koncentrácia hydroxidového iónu sa zvyšuje po rozpustení soli vo vode
38. Po zmiešaní roztokov pôvodných solí v súpravách bude v konečnom roztoku neutrálne prostredie
1) BaCl2, Fe(N03)3
2) Na2C03, SrS
4) MgCl2, RbN03
39. Vyrovnajte soľ s jej schopnosťou hydrolyzovať.
40. Priraďte soľ k roztoku média.
41. Stanovte súlad medzi soľou a koncentráciou vodíkového katiónu po rozpustení soli vo vode.
Voda je úžasná látka s úžasnými vlastnosťami, ktoré ešte neboli úplne preskúmané. Bez nej človek nemôže dlho žiť, takže ľudia dbajú na zachovanie vodných zdrojov našej planéty. Voda ako chemikália
Každý pozná vzorec vody - H2O. Hmotnosť molekuly vody je 18, čo je jeden a pol krát menej ako hmotnosť vzduchu. Voda je jediná látka, ktorá môže byť plynná, kvapalná a pevná. Keď stuhne, zmení sa na ľad. Každý vie, že pevné látky majú väčšiu hustotu ako kvapaliny. Toto pravidlo nedodržiava iba voda! Ľad je oveľa ľahší ako voda, a preto pláva na hladine.Voda sa považuje za látku náročnú na teplo. Na to, aby sa zohriala a premenila na paru, je potrebné vynaložiť veľké množstvo energie. Energia sa vynakladá na rozbitie vodíkových väzieb. Voda sa zmení na plynné skupenstvo a jej molekuly sa začnú pohybovať vo veľkej vzdialenosti od seba. Často sa používa ako chladivo, pretože uvoľňuje teplo veľmi pomaly.
V lete si môžete všimnúť, že voda v nádržiach je oveľa teplejšia ako vzduch. To sa vysvetľuje vodíkovými väzbami. Pri zahrievaní sa ťažko lámu. Keď sa voda ochladí, molekuly sa začnú samé zoraďovať, čím sa uvoľní energia.
Vo vode sa môžu rozpúšťať rôzne látky. K tomu dochádza v dôsledku deštrukcie alebo tvorby väzieb medzi molekulami vody a časticami látky, ktorá je rozpustená.
Voda je všade. V našom tele je to asi 70%. Ak ľudské telo stratí asi 3% vody, človek nebude môcť behať. Ak stratíte 5 %, už nemôžete trénovať. 10% je ukazovateľ, ktorý je už život ohrozujúci. Prebytočná voda môže tiež viesť k negatívnym dôsledkom. Pri pití treba brať do úvahy množstvo aj kvalitu vody.
Zloženie vody
Voda je kvapalina bez zápachu a farby. Molekula vody obsahuje dva atómy vodíka a jeden atóm kyslíka, ktoré sú spojené polárnou kovalentnou väzbou.Voda pozostáva z rôznych látok. Ide o pomerne zložitý roztok obsahujúci rôzne látky. Všetky zložky jeho chemického zloženia sú rozdelené do niekoľkých skupín:
- Makro zložky (hlavné ióny). Ich voda pochádza z pôdy a hornín.
- Rozpustené plyny. Ich množstvo závisí od teploty vody.
- Biogénne prvky (chemické zlúčeniny). Ich zdrojom sú procesy, ktoré prebiehajú vo vnútri nádrží. Dostávajú sa do vodných útvarov spolu s poľnohospodárskymi, priemyselnými a domácimi vodami.
- Mikroelementy. Ide o viac ako tridsať látok vrátane brómu, kobaltu, medi, zinku, selénu a ďalších. V nádržiach ich nie je príliš veľa.
- Rozpustená organická hmota. Ide o organické formy biogénnych prvkov.
- Toxické látky. Medzi nimi sú ropné produkty, ťažké kovy, fenoly a syntetické povrchovo aktívne látky.
Ak chcete piť iba kvalitnú vodu, mali by ste venovať pozornosť „Grafskaya“. Prvýkrát sa o tom dozvedeli už v 14. storočí! Ťaží sa z artézskej studne pri obci Stankovo. neobsahuje umelé prísady. Obsahuje všetky užitočné prvky. "Grafskaya" je skutočná čistá voda, ktorá sa stará o vaše zdravie.
2. Látka, ktorá sa vo vodnom roztoku nedisociuje na ióny: H 2SO4 2) Mg(OH)2 3) FeCl3 4) NaOH.
Obrázok 2 z prezentácie „Chemické vlastnosti zásad“ na hodiny chémie na tému „Triedy anorganických zlúčenín“Rozmery: 960 x 720 pixelov, formát: jpg. Ak si chcete stiahnuť bezplatný obrázok na lekciu chémie, kliknite pravým tlačidlom myši na obrázok a kliknite na „Uložiť obrázok ako...“. Pre zobrazenie obrázkov v lekcii si môžete bezplatne stiahnuť celú prezentáciu „Chemické vlastnosti báz.ppt“ so všetkými obrázkami v zip archíve. Veľkosť archívu je 128 kB.
Stiahnite si prezentáciuTriedy anorganických zlúčenín
"Chemické vlastnosti zásad" - Laboratórny experiment. Látka, ktorá sa vo vodnom roztoku nedisociuje na ióny. Komplexné anorganické zlúčeniny. Aplikácia dôvodov. Alkálie. Neutralizačná reakcia. Látka. Interakcia nerozpustných zásad s kyselinami. Interakcia zásad s oxidmi kyselín. Zápas.
"Najdôležitejšie triedy anorganických zlúčenín" - vodík. Ťažkosti. Reakčné rovnice. Pokrok. Výsledky. Vzorce. Hlavné triedy anorganických zlúčenín. Základňa. Skupiny atómov. Nájsť stratených príbuzných. Hmotnosť získanej soli. Oxidačný stav. Vlastnosti báz. Lekcia. Nájdite ten nepárny v každom riadku. Kyslík. Kyselina. Kovové. Kremenný piesok.
„Triedy anorganických zlúčenín“ - Kyseliny. 1.Vymenujte triedy anorganických zlúčenín, ktoré poznáte. Robte premeny. Dôvody. Soľ. Triedy anorganických látok. Genetický vzťah medzi anorganickými zlúčeninami. Oxidy.
„Základy“ - Základy (podľa zloženia). Genetické spojenie. Úlohy. Klasifikácia. Dôvody. Nerozpustné zásady (usporiadajte koeficienty). Príprava 1) alkálie + soľ NaOH+CuSO4? Cu(OH)2+Na2S04. Zásadité oxidy. Vykonajte transformácie: CaO ? Ca(OH)2? CaCI2. Klasifikácia báz. Obsah. Príprava 1) alkálie + soľ NaOH+ZnSO4? Zn(OH)2+Na2S04.
„Zásady, soli, kyseliny, oxidy“ - Najsilnejšie základné vlastnosti. Kyseliny. Kyslé vlastnosti. Oxidy, zásady, kyseliny a soli. Vyberte kyselinu zo zoznamu látok. Soľ. Dôvody. Vyberte soľ zo zoznamu látok. Klasifikácia oxidov. Chemické vlastnosti - súhrnná tabuľka. Genetická príbuznosť anorganických látok. Zásadité oxidy.
„Hlavné triedy anorganických zlúčenín“ – Uveďte, ktoré z uvedených reakcií sú neutralizačné reakcie? Kyslé oxidy reagujú: Ťažko sa učiť, ľahko bojovať!!! Plavba na ponorke Genesis Práca lodníka Osnovayské ostrovy Solyandia Chemický diktát 1. So zásaditými oxidmi 2. So zásadami 3. S vodou 4. So soľami.
Celkovo je 12 prezentácií
