Elektrolitler ve elektrolit olmayanlar
Bazı maddelerin çözeltilerinin elektrik akımını iletebildiği, bazılarının ise yapamadığı fizik derslerinden bilinmektedir.
Çözeltileri elektrik akımını ileten maddelere denir elektrolitler.
Çözeltileri elektrik akımını iletmeyen maddelere denir elektrolit olmayanlar. Örneğin şeker, alkol, glikoz ve diğer bazı maddelerin çözeltileri elektriği iletmez.
Elektrolitik ayrışma ve birleşme
Elektrolit çözeltileri neden elektrik akımını iletir?
Çeşitli maddelerin elektriksel iletkenliğini inceleyen İsveçli bilim adamı S. Arrhenius, 1877'de elektriksel iletkenliğin nedeninin çözeltideki varlığı olduğu sonucuna vardı. iyonlar Bir elektrolit suda çözündüğünde oluşurlar.
Elektrolitin iyonlara ayrılması işlemine denir elektrolitik ayrışma.
Çözeltilerin fiziksel teorisine bağlı kalan S. Arrhenius, elektrolitin su ile etkileşimini dikkate almamış ve çözeltilerde serbest iyonların bulunduğuna inanmıştır. Buna karşılık, Rus kimyagerler I.A. Kablukov ve V.A. Kistyakovsky, elektrolitik ayrışmayı açıklamak için D.I. Mendeleev'in kimyasal teorisini uyguladılar ve bir elektrolit çözündüğünde, çözünmüş madde ile su arasında kimyasal bir etkileşimin meydana geldiğini, bunun da hidrat oluşumuna yol açtığını ve daha sonra kanıtladılar. iyonlara ayrışırlar. Çözeltilerin serbest, "çıplak" iyonlar değil, hidratlanmış, yani "bir kat su molekülleri ile kaplanmış" iyonlar içerdiğine inanıyorlardı.
Su molekülleri dipoller(iki kutuplu), çünkü hidrojen atomları 104,5°'lik bir açıyla konumlandırılmıştır, bu nedenle molekül açısal bir şekle sahiptir. Su molekülü aşağıda şematik olarak gösterilmiştir.
Kural olarak maddeler en kolay şekilde ayrışır. iyonik bağ ve buna göre iyonik bir kristal kafesle, çünkü bunlar zaten hazır iyonlardan oluşuyor. Çözündüklerinde su dipolleri, elektrolitin pozitif ve negatif iyonları etrafında zıt yüklü uçlarla yönlendirilir.
Elektrolit iyonları ve su dipolleri arasında karşılıklı çekici kuvvetler ortaya çıkar. Sonuç olarak iyonlar arasındaki bağ zayıflar ve iyonlar kristalden çözeltiye doğru hareket eder. İyonik bağlara sahip maddelerin (tuzlar ve alkaliler) ayrışması sırasında meydana gelen işlemlerin sırasının aşağıdaki gibi olacağı açıktır:
1) su moleküllerinin (dipollerin) kristal iyonlarına yakın yönelimi;
2) su moleküllerinin kristalin yüzey katmanının iyonları ile hidrasyonu (etkileşimi);
3) elektrolit kristalinin hidratlı iyonlara ayrışması (bozunması).
Basitleştirilmiş süreçler aşağıdaki denklem kullanılarak yansıtılabilir:
Molekülleri kovalent bağa sahip olan elektrolitler (örneğin, hidrojen klorür HCl molekülleri, aşağıya bakınız) benzer şekilde ayrışır; sadece bu durumda, su dipollerinin etkisi altında, kovalent bir polar bağın iyonik bir bağa dönüşümü meydana gelir; Bu durumda meydana gelen işlemlerin sırası aşağıdaki gibi olacaktır:
1) su moleküllerinin elektrolit moleküllerinin kutupları etrafında yönlendirilmesi;
2) su moleküllerinin elektrolit molekülleri ile hidrasyonu (etkileşimi);
3) elektrolit moleküllerinin iyonizasyonu (kovalent bir polar bağın iyonik bir bağa dönüştürülmesi);
4) elektrolit moleküllerinin hidratlanmış iyonlara ayrışması (bozunması).
Basitleştirilmiş bir şekilde, hidroklorik asidin ayrışma süreci aşağıdaki denklem kullanılarak yansıtılabilir:
Elektrolit çözeltilerinde düzensiz hareket eden hidratlı iyonların çarpışabileceği ve birbirleriyle yeniden birleşebileceği dikkate alınmalıdır. Bu ters işleme birleşme denir. Çözümlerdeki birleşme, ayrışmaya paralel olarak meydana gelir, bu nedenle reaksiyon denklemlerine tersinirlik işareti konur.
Hidratlanmış iyonların özellikleri, hidratlanmamış iyonlarınkinden farklıdır. Örneğin, hidratlanmamış bakır iyonu Cu2+, bakır (II) sülfatın susuz kristallerinde beyazdır ve hidratlandığında mavi bir renge sahiptir, yani Cu2+ nH2O su molekülleri ile ilişkilendirildiğinde. Hidratlanmış iyonların hem sabit hem de değişken sayıları vardır. su moleküllerinden oluşur.
Elektrolitik ayrışma derecesi
Elektrolit çözeltilerinde iyonların yanı sıra moleküller de vardır. Bu nedenle elektrolit çözeltileri karakterize edilir ayrışma derecesi Yunanca a harfi (“alfa”) ile gösterilir.
Bu, iyonlara ayrılan parçacık sayısının (Ng) toplam çözünmüş parçacık sayısına (Np) oranıdır.
Elektrolitin ayrışma derecesi deneysel olarak belirlenir ve kesir veya yüzde olarak ifade edilir. a = 0 ise ayrışma olmaz ve a = 1 veya %100 ise elektrolit tamamen iyonlara ayrışır. Farklı elektrolitlerin farklı ayrışma dereceleri vardır, yani ayrışma derecesi elektrolitin doğasına bağlıdır. Aynı zamanda konsantrasyona da bağlıdır: çözelti seyreltildikçe ayrışma derecesi artar.
Elektrolitik ayrışma derecesine göre elektrolitler güçlü ve zayıf olarak ayrılır.
Güçlü elektrolitler- bunlar suda çözündüğünde neredeyse tamamen iyonlara ayrışan elektrolitlerdir. Bu tür elektrolitler için ayrışma derecesi birlik eğilimindedir.
Güçlü elektrolitler şunları içerir:
1) tüm çözünür tuzlar;
2) güçlü asitler, örneğin: H2S04, HC1, HNO3;
3) tüm alkaliler, örneğin: NaOH, KOH.
Zayıf elektrolitler- bunlar suda çözündüğünde neredeyse iyonlara ayrışmayan elektrolitlerdir. Bu tür elektrolitler için ayrışma derecesi sıfır olma eğilimindedir.
Zayıf elektrolitler şunları içerir:
1) zayıf asitler - H2S, H2C03, HNO2;
2) amonyak NH3H20'nun sulu çözeltisi;
4) bazı tuzlar.
Ayrışma sabiti
Zayıf elektrolitlerin çözeltilerinde ayrışmanın tam olmaması nedeniyle ayrışmamış moleküller ve iyonlar arasındaki dinamik denge. Örneğin asetik asit için:
Kütle etkisi yasasını bu dengeye uygulayabilir ve denge sabiti için ifadeyi yazabilirsiniz:
Zayıf bir elektrolitin ayrışma sürecini karakterize eden denge sabitine denir Ayrışma sabiti.
Ayrışma sabiti bir elektrolitin (asit, baz, su) yeteneğini karakterize eder. iyonlara ayrışmak. Sabit ne kadar büyük olursa, elektrolit o kadar kolay iyonlara ayrışır, dolayısıyla o kadar güçlü olur. Zayıf elektrolitler için ayrışma sabitlerinin değerleri referans kitaplarında verilmiştir.
Elektrolitik ayrışma teorisinin temel prensipleri
1. Suda çözündüğünde elektrolitler pozitif ve negatif iyonlara ayrışır (parçalanır).
iyonlar kimyasal bir elementin varoluş biçimlerinden biridir. Örneğin, sodyum metal atomları Na 0 su ile kuvvetli bir şekilde etkileşime girerek alkali (NaOH) ve hidrojen H2 oluştururken, Na + sodyum iyonları bu tür ürünleri oluşturmaz. Klor Cl 2 sarı-yeşil bir renge ve keskin bir kokuya sahiptir ve zehirlidir; klor iyonları Cl ise renksiz, toksik olmayan ve kokusuzdur.
iyonlar- bunlar, elektronların bağışlanması veya eklenmesi sonucunda bir veya daha fazla kimyasal elementin atomlarının veya atom gruplarının dönüştüğü pozitif veya negatif yüklü parçacıklardır.
Çözeltilerde iyonlar rastgele farklı yönlerde hareket eder.
İyonlar bileşimlerine göre ikiye ayrılır: basit-Cl-, Na+ ve karmaşık-NH4+, SO2-.
2. Bir elektrolitin sulu çözeltilerde ayrışmasının nedeni hidrasyonu, yani elektrolitin su molekülleri ile etkileşimi ve içindeki kimyasal bağın kopmasıdır.
Bu etkileşimin bir sonucu olarak hidratlı iyonlar oluşur, yani. su molekülleriyle ilişkilendirilir. Sonuç olarak, su kabuğunun varlığına göre iyonlar ikiye ayrılır. sulu(çözeltilerde ve kristal hidratlarda) ve susuz(susuz tuzlarda).
3. Bir elektrik akımının etkisi altında, pozitif yüklü iyonlar, akım kaynağının negatif kutbuna (katot) hareket eder ve bu nedenle katyonlar olarak adlandırılır ve negatif yüklü iyonlar, akım kaynağının pozitif kutbuna (anot) hareket eder ve bu nedenle anyonlar olarak adlandırılır. .
Sonuç olarak, iyonların başka bir sınıflandırması daha vardır: yüklerinin işaretine göre.
Katyon yüklerinin toplamı (H +, Na +, NH4 +, Cu 2+), bunun sonucunda anyon yüklerinin (Cl -, OH -, SO 4 2-) toplamına eşittir. elektrolit çözeltileri (HCl, (NH4)2SO4, NaOH, CuSO4) elektriksel olarak nötr kalır.
4. Elektrolitik ayrışma zayıf elektrolitler için geri dönüşümlü bir işlemdir.
Ayrışma süreci (elektrolitin iyonlara ayrışması) ile birlikte ters süreç de meydana gelir - dernek(iyonların kombinasyonu). Bu nedenle, elektrolitik ayrışma denklemlerinde eşit işaret yerine tersinirlik işareti kullanılır, örneğin:
5. Tüm elektrolitler aynı ölçüde iyonlara ayrışmaz.
Elektrolitin doğasına ve konsantrasyonuna bağlıdır. Elektrolit çözeltilerinin kimyasal özellikleri, ayrışma sırasında oluşturdukları iyonların özelliklerine göre belirlenir.
Zayıf elektrolit çözeltilerinin özellikleri, ayrışma işlemi sırasında oluşan ve birbirleriyle dinamik dengede olan moleküller ve iyonlar tarafından belirlenir.
Asetik asit kokusu CH3COOH moleküllerinin varlığından kaynaklanır, göstergelerin ekşi tadı ve renk değişimi çözeltideki H + iyonlarının varlığıyla ilişkilidir.
Güçlü elektrolit çözeltilerinin özellikleri, ayrışmaları sırasında oluşan iyonların özelliklerine göre belirlenir.
Örneğin asitlerin ekşi tat, göstergelerin rengindeki değişiklikler vb. gibi genel özellikleri, çözeltilerinde hidrojen katyonlarının (daha kesin olarak oksonyum iyonları H3O +) varlığından kaynaklanmaktadır. Alkalilerin dokunulduğunda sabunluluk, göstergelerin rengindeki değişiklikler vb. gibi genel özellikleri, çözeltilerinde OH - hidroksit iyonlarının varlığıyla ilişkilidir ve tuzların özellikleri, çözelti içinde çözünmeleriyle ilişkilidir. metal (veya amonyum) katyonları ve asidik kalıntıların anyonları.
Elektrolitik ayrışma teorisine göre Elektrolitlerin sulu çözeltilerindeki tüm reaksiyonlar iyonlar arasındaki reaksiyonlardır. Bu, elektrolit çözeltilerindeki birçok kimyasal reaksiyonun yüksek hızını açıklar.
İyonlar arasında meydana gelen reaksiyonlara denir. iyonik reaksiyonlar ve bu reaksiyonların denklemleri iyonik denklemler.
Sulu çözeltilerde iyon değişim reaksiyonları meydana gelebilir:
1. Geri döndürülemez, bitirmek için.
2. Tersine çevrilebilir yani aynı anda iki zıt yönde akmak. Çözeltilerdeki güçlü elektrolitler arasındaki değişim reaksiyonları tamamlanmaya devam eder veya iyonlar birbirleriyle birleşerek maddeler oluşturduğunda pratik olarak geri döndürülemez hale gelir:
a) çözünmez;
b) düşük ayrışma (zayıf elektrolitler);
c) gaz halinde.
Aşağıda moleküler ve kısaltılmış iyonik denklemlerin bazı örnekleri verilmiştir:
Reaksiyon geri döndürülemezÇünkü ürünlerinden biri çözünmeyen bir maddedir.
Nötrleşme reaksiyonu geri döndürülemezçünkü düşük ayrışan bir madde oluşur - su.
Reaksiyon geri döndürülemezçünkü CO 2 gazı ve düşük ayrışan bir madde olan su oluşur.
Başlangıç maddeleri arasında ve reaksiyon ürünleri arasında zayıf elektrolitler veya az çözünen maddeler varsa, bu tür reaksiyonlar tersine çevrilebilir, yani tamamlanmaya devam etmezler.
Tersinir reaksiyonlarda denge, en az çözünen veya en az ayrışan maddelerin oluşumuna doğru kayar.
Örneğin:
Denge, daha zayıf bir elektrolit olan H2O'nun oluşumuna doğru kayar. Bununla birlikte, böyle bir reaksiyon tamamlanmayacaktır: çözünmemiş asetik asit molekülleri ve hidroksit iyonları çözeltide kalır.
Başlangıç maddeleri, etkileşim sırasında çözünmeyen veya hafif ayrışan maddeler veya gazlar oluşturmayan güçlü elektrolitlerse, bu tür reaksiyonlar meydana gelmez: çözeltiler karıştırıldığında bir iyon karışımı oluşur.
Sınava girmek için referans materyali:
Mendeleev tablosu
Çözünürlük tablosu
Bir çözelti, göreceli miktarları geniş sınırlar içinde değişebilen iki veya daha fazla bileşenden oluşan katı veya sıvı homojen bir sistemdir.
Çözeltilerin en önemli türü, endüstri açısından ve doğada biyokimyasal süreçlerin sağlanması açısından önem taşıyan sulu çözeltilerdir.
Çözeltilerin homojenliği onları kimyasal bileşiklere benzer hale getirir, bileşimlerinin değişkenliği onları mekanik karışımlara yakınlaştırır, dolayısıyla çözeltilerin mekanik karışımlar ile kimyasal bileşikler arasında bir ara konumda olduğunu söyleyebiliriz.
Sulu çözeltilerin oluşumuna, su molekülünün dipolünün elektrik momentindeki bir değişiklik, bunların uzaysal yeniden yönelimi ve hidrojen bağlarının kopması eşlik eder.
Elektrolit olmayan moleküller suyun yapısında büyük boşluklar oluşturur; bunların oluşumu için gereken enerji, su molekülleri arasındaki hidrojen bağlarının kopmasıyla açığa çıkar.
Elektrolit olmayan ve su molekülleri arasındaki etkileşimin enerjisi, su molekülleri arasındaki etkileşimin enerjisinden daha büyük olduğundan, bu tür yapıların oluşumuna ısı salınımı eşlik eder. Hidrat oluşumu, su yapısının tahribatını teşvik ederek çözeltinin donma noktasının artmasına neden olur. Suyun tuzdan arındırılmasının gaz hidrat yöntemi, elektrolit olmayan sulu çözeltilerin bu özelliğine dayanmaktadır (gaz kuyularında ve gaz boru hatlarında hidrat oluşumunun bir örneği).
Polar olmayan, oldukça büyük, elektrolit olmayan moleküller suya girdiğinde, su molekülleri arasındaki hidrojen bağları kopar ve çözünen maddeyle yeni bağlar oluşmaz, dolayısıyla bu tür bileşikler suda çözünmez (uzun zincirli hidrokarbonlar).
Elektrolitlerin sulu çözeltilerinde, iyonlarının su molekülleri ile etkileşiminden ve etraflarında hidrasyon kabuklarının oluşmasından ve ayrıca su moleküllerinin termal hareketindeki bir değişiklikten oluşan iyon hidrasyonu meydana gelir.
Sulu bir çözeltideki düşük elektrolit konsantrasyonlarında, bozulmamış yapıya sahip su alanları kalabilir. Konsantre elektrolit çözeltilerinde serbest çözücü yoktur - hepsi iyonların etki alanı içindedir, bu nedenle aynı maddenin seyreltik ve konsantre çözeltilerinin özellikleri farklıdır.
Elektrolit konsantrasyonu 2 mol/l'den fazla olan çözeltiler yapı olarak erimiş elektrolit kristaline benzer. Seyreltik çözeltilerde suyun yapısı elektrolit iyonları tarafından bozulursa, konsantre çözeltiler, yapısı çözücü tarafından bozulan bir elektrolit olarak temsil edilebilir.
Elektrolit iyonlarının su ile etkileşimine bir örnek elektrik kısıtlaması - karşılıklı karıştırma sırasında toplam solvent ve elektrolit hacminde azalma.
Çözücü ve çözünen maddeler arasındaki etkileşimin ürünleri solvatlar ve bunların oluşum süreci denir çözüm.
Çözümün özel bir durumu sıvı alımı - çözünmüş maddelerin su ile etkileşimi, bunun sonucunda hidratlar oluşur. Su molekülleri hidrasyon sırasında tahrip edilmez, ancak hidratlar çoğunlukla kararsızdır, ancak bazıları suyu katı kristal halinde bile tutabilir, örneğin Glauber tuzu Na2S0410H20, bakır sülfat CuS04 5 H 2 O, demir vitriol FeSO 4 7H 2 O. Bu tür maddelere kristal hidratlar denir. Hidratlar özellikleri bakımından susuz bileşiklerden farklıdır.
Çözelti, iki veya daha fazla maddeden oluşan, içeriği belirli sınırlar içerisinde homojenliği bozmadan değiştirilebilen homojen bir sistemdir.
suçözümler oluşur su(çözücü) ve çözünmüş madde. Sulu bir çözelti içindeki maddelerin durumu, gerekirse bir alt simge (p) ile gösterilir, örneğin çözeltideki KNO3 - KNO3 (p).
Az miktarda çözünen içeren çözeltilere genellikle denir. seyreltilmiş ve yüksek çözünen madde içeriğine sahip çözümler - konsantre. Bir maddenin daha fazla çözünmesinin mümkün olduğu çözeltiye denir doymamış ve bir maddenin belirli koşullar altında çözünmeyi bıraktığı bir çözelti doymuş.İkinci çözelti her zaman çözünmemiş bir maddeyle (bir veya daha fazla kristal) temas halindedir (heterojen dengede).
Özel koşullar altında, örneğin sıcak doymamış bir çözeltiyi dikkatlice (karıştırmadan) soğuturken sağlam oluşabilen maddeler aşırı doymuşçözüm. Bir maddenin kristali eklendiğinde, böyle bir çözelti doymuş bir çözeltiye ve maddenin bir çökeltisine bölünür.
Uyarınca çözeltilerin kimyasal teorisi D.I. Mendeleev, bir maddenin suda çözünmesine öncelikle eşlik eder yıkım moleküller arasında (kovalent maddelerde moleküller arası bağlar) veya iyonlar arasında (iyonik maddelerde) kimyasal bağlar oluşur ve böylece maddenin parçacıkları suyla karışır (bunda moleküller arasındaki hidrojen bağlarının bir kısmı da tahrip olur). Kimyasal bağların kopması, su moleküllerinin hareketinin termal enerjisinden dolayı meydana gelir ve bu meydana gelir. maliyetısı formunda enerji.
İkinci olarak, suya girdikten sonra maddenin parçacıkları (molekülleri veya iyonları) suya maruz kalır. hidrasyon. Sonuç olarak, hidratlar– bir maddenin parçacıkları ile su molekülleri arasındaki bileşimi belirsiz olan bileşikler (maddenin parçacıklarının kendi iç bileşimi çözünme üzerine değişmez). Bu süreç eşlik ediyor vurgulama Hidratlarda yeni kimyasal bağların oluşması nedeniyle ısı formunda enerji.
Genel olarak çözüm ya soğur(ısı tüketimi salınımını aşarsa) veya ısınır (aksi takdirde); Bazen - eğer ısı girdisi ve salınımı eşitse - çözeltinin sıcaklığı değişmeden kalır.
Pek çok hidrat o kadar kararlı hale gelir ki, çözelti tamamen buharlaştığında bile çökmezler. Dolayısıyla, CuS04 5H20, Na2C03 10H20, KAl(S04)2 12H20, vb. tuzlarının katı kristalli hidratları bilinmektedir.
Doymuş bir çözeltideki bir maddenin içeriği T= const niceliksel olarak karakterize eder çözünürlük bu maddeden. Çözünürlük genellikle 100 g su başına çözünen maddenin kütlesi olarak ifade edilir, örneğin 20 °C'de 65,2 g KBr/100 g H20. Bu nedenle, 20 °C'deki 100 g suya 70 g katı potasyum bromür eklenirse, 65,2 g tuz çözeltiye girecek (doymuş olacak) ve 4,8 g katı KBr (fazla) çözeltide kalacaktır. camın alt kısmı.
Unutulmamalıdır ki çözünen madde içeriği zenginçözüm eşittir, V doymamışçözüm az ve aşırı doymuşçözüm Daha Belirli bir sıcaklıkta çözünürlüğü. Böylece, 20 °C'de 100 g su ve sodyum sülfat Na2S04'ten (çözünürlük 19,2 g/100 g H20) hazırlanan bir çözelti, aşağıdakileri içerir:
15,7 g tuz – doymamış;
19,2 g tuz – doymuş;
2O.3 g tuz – aşırı doymuş.
Katı maddelerin çözünürlüğü (Tablo 14) genellikle artan sıcaklıkla (KBr, NaCl) artar ve yalnızca bazı maddeler için (CaSO 4, Li 2 CO 3) bunun tersi gözlenir.
Gazların çözünürlüğü sıcaklık arttıkça azalır, basınç arttıkça artar; örneğin 1 atm basınçta amonyağın çözünürlüğü 52,6 (20 °C) ve 15,4 g/100 g H20 (80 °C) ve 20 °C ve 9 atm'de 93,5 g/100 g'dır. g H20.
Çözünürlük değerlerine göre maddeler ayırt edilir:
– yüksek oranda çözünür, doymuş bir çözeltideki kütlesi suyun kütlesiyle karşılaştırılabilir olan (örneğin, KBr - 20 °C'de çözünürlük 65,2 g/100 g H20; 4,6 M çözelti), molaritesi daha fazla olan doymuş çözeltiler oluştururlar 0,1 M;
– az çözünür, doymuş bir çözeltideki kütlesi suyun kütlesinden önemli ölçüde daha az olan (örneğin, CaS04 - 20 °C'de çözünürlük 0,206 g/100 g H20; 0,015 M çözelti), 0,1– molariteye sahip doymuş çözeltiler oluştururlar. 0,001M;
– pratik olarak çözünmez, doymuş bir çözeltideki kütlesi, çözücünün kütlesiyle karşılaştırıldığında ihmal edilebilir olan (örneğin, AgCl - 20 °C'de çözünürlük, 100 g H20 başına 0,00019 g; 0,0000134 M çözelti), molaritesi daha düşük olan doymuş çözeltiler oluştururlar. 0,001 M.
Referans verilerine göre derlenmiştir çözünürlük tablosuçözünürlük türünü gösteren ortak asitler, bazlar ve tuzlar (Tablo 15), bilim tarafından bilinmeyen (elde edilmemiş) veya suyla tamamen ayrışan maddeler not edilmiştir.
Tabloda kullanılan kurallar:
“r” – yüksek oranda çözünür madde
“m” – az çözünen madde
“n” – pratik olarak çözünmeyen madde
“-” – madde alınmadı (mevcut değil)
“” – madde suyla sınırsız karışır
Not. Bu tablo, maddenin (uygun agregasyon durumunda) suya eklenmesiyle oda sıcaklığında doymuş bir çözeltinin hazırlanmasına karşılık gelir. Az çözünen maddelerin iyon değiştirme reaksiyonları kullanılarak çökeltilmesinin her zaman mümkün olmadığı dikkate alınmalıdır (daha fazla ayrıntı için bkz. 13.4).
13.2. Elektrolitik ayrışma
Herhangi bir maddenin suda çözünmesine hidratların oluşumu eşlik eder. Aynı zamanda çözeltideki çözünmüş maddenin parçacıklarında formül değişikliği meydana gelmezse, bu tür maddeler aşağıdaki gibi sınıflandırılır: elektrolit olmayanlar Bunlar örneğin gaz azot N 2, sıvı kloroform CHCl3, katı sakaroz Sulu çözeltide moleküllerinin hidratları formunda bulunan C12H22O11.
Suda çözüldükten ve MA nH20 moleküllerinin hidratlarını oluşturduktan sonra önemli formül değişikliklerine uğrayan birçok bilinen madde (genel MA formunda) vardır. Sonuç olarak, çözeltide hidratlanmış iyonlar belirir - M + nH2O katyonları ve A nH2O anyonları:
Bu tür maddeler şu şekilde sınıflandırılır: elektrolitler.
Sulu bir çözeltide hidratlanmış iyonların ortaya çıkma süreci isminde elektrolitik ayrışma(S. Arrhenius, 1887).
Elektrolitik ayrışma iyonik Sudaki kristal maddeler (M +)(A -) geri döndürülemez reaksiyon:
Bu tür maddeler aşağıdakilere aittir: güçlü elektrolitler bunlara birçok baz ve tuz dahildir, örneğin:
Aşağıdakilerden oluşan MA maddelerinin elektrolitik ayrışması kutupsal kovalent moleküller geri dönüşümlü reaksiyon:
Bu tür maddeler zayıf elektrolitler olarak sınıflandırılır; birçok asit ve bazı bazları içerirler, örneğin:
Zayıf elektrolitlerin seyreltik sulu çözeltilerinde, her zaman hem orijinal molekülleri hem de bunların ayrışma ürünlerini - hidratlanmış iyonları bulacağız.
Elektrolit ayrışmasının niceliksel karakteristiğine denir ayrışma derecesi ve belirtiliyor mu? , Her zaman? > 0.
İçin güçlü elektrolitler? = 1 tanım gereği (bu tür elektrolitlerin ayrışması tamamlanmıştır).
İçin zayıf elektrolitlerin ayrışma derecesi, ayrışan maddenin (c d) molar konsantrasyonunun, çözeltideki (c) maddenin toplam konsantrasyonuna oranıdır:
Ayrışma derecesi birliğin kesri veya %100'dür. Zayıf elektrolitler için mi? « 1'den (%100).
İçin zayıf asitler H n Ve her sonraki adımda ayrışma derecesi bir öncekine göre keskin bir şekilde azalır:
Ayrışma derecesi, elektrolitin doğasına ve konsantrasyonunun yanı sıra çözeltinin sıcaklığına da bağlıdır; onunla birlikte büyür azaltmakçözeltideki maddenin konsantrasyonu (yani çözelti seyreltildiğinde) ve ne zaman ısıtma.
İÇİNDE seyreltilmişçözümler güçlü asitler H n A bunların hidroanyonları H n-1 A mevcut değildir, örneğin:
B konsantreÇözeltilerde hidroanyonların (ve hatta orijinal moleküllerin) içeriği fark edilir hale gelir:
(Tersinir ayrışma aşamaları için denklemleri özetlemek imkansızdır!). Değerleri ısıtırken? 1 ve? Konsantre asitleri içeren reaksiyonların ortaya çıkmasını teşvik eden 2 artış.
Asitler, ayrışma üzerine sulu bir çözeltiye hidrojen katyonları sağlayan ve başka pozitif iyon oluşturmayan elektrolitlerdir:
Yaygın güçlü asitler:
Seyreltik bir sulu çözeltide (şartlı olarak %10'a veya 0,1 molar'a kadar) bu asitler tamamen ayrışır. Güçlü asitler H n A için liste, bunların hidroanyonlar(asit tuzlarının anyonları), bu koşullar altında da tamamen ayrışır.
Yaygın zayıf asitler:
Bazlar, ayrıştıklarında sulu bir çözeltiye hidroksit iyonları sağlayan ve başka negatif iyon oluşturmayan elektrolitlerdir:
Ayrışma az çözünür Mg(OH)2 , Cu(OH)2 , Mn(OH)2 , Fe(OH)2 ve diğer bazların pratik önemi yoktur.
İLE güçlü sebepler ( alkaliler) NaOH, KOH, Ba(OH)2 ve bazılarını içerir. En ünlü zayıf baz amonyak hidrat NH3H2O'dur.
Orta tuzlar, ayrışma üzerine H + dışındaki tüm katyonları ve OH - dışındaki tüm anyonları sulu bir çözeltiye sağlayan elektrolitlerdir:
Sadece yüksek oranda çözünür tuzlardan bahsediyoruz. Ayrışma az çözünür ve pratik olarak çözünmez tuzlar önemli değil.
Benzer şekilde ayrış çift tuzlar:
Asit tuzları(çoğu suda çözünür) orta tuzların türüne göre tamamen ayrışır:
Ortaya çıkan hidroanyonlar sırasıyla suya maruz kalır:
a) Hidroanyon aşağıdakilere aitse güçlü asit, o zaman kendisi de tamamen ayrışır:
ve tam ayrışma denklemi şu şekilde yazılacaktır:
(bu tür tuzların çözeltileri ve karşılık gelen asitlerin çözeltileri mutlaka asidik olacaktır);
b) eğer hidroanyon aşağıdakilere aitse zayıf asit ise sudaki davranışı ikili olur; ya zayıf bir asit gibi eksik ayrışma:
veya suyla etkileşim (geri dönüşümlü hidroliz denir):
Ne zaman? 1 > ? 2 ayrışma baskındır (ve tuz çözeltisi asidik olacaktır) ve? 1 > ? 2 – hidroliz (ve tuz çözeltisi alkali olacaktır). Bu nedenle, HSO3-, H2PO4-, H2AsO4- ve HSeO3- anyonlarına sahip tuzların çözeltileri asidik olacak, diğer anyonlarla (çoğunlukla) tuzların çözeltileri ise alkali olacaktır. Başka bir deyişle, hidroanyonların çoğunlukta olduğu tuzlar için "asidik" ismi, bu anyonların çözeltideki asitler gibi davranacağı anlamına gelmez (hidroanyonların hidrolizi ve α1 ile α2 arasındaki oranın hesaplanması sadece lisede çalışılır).
Temel MgCl(OH), Cu2C03(OH)2 ve diğerleri tuzları çoğunlukla pratik olarak suda çözünmez ve sulu bir çözelti içindeki davranışlarını tartışmak imkansızdır.
13.3. Suyun ayrışması. Çözüm ortamı
Suyun kendisi çok zayıf elektrolit:
Saf sudaki H+ katyonu ve OH-anyonunun konsantrasyonları çok küçüktür ve 25 °C'de 110-7 mol/l tutarındadır.
Hidrojen katyonu H + en basit çekirdektir - bir proton p +(H+ katyonunun elektron kabuğu boştur, 1s 0). Serbest bir proton yüksek hareketliliğe ve nüfuz etme yeteneğine sahiptir; polar H2O molekülleri ile çevrelenmiş olduğundan serbest kalamaz. Proton hemen su molekülüne bağlanır:
Aşağıda basitlik amacıyla H+ notasyonu korunmuştur (fakat H3O+ ima edilmiştir).
Türler sulu çözelti ortamları:
Oda sıcaklığındaki su için elimizde:
bu nedenle temiz suda:
Bu eşitlik sulu çözeltiler için de geçerlidir:
Pratik pH ölçeği 1-13 aralığına karşılık gelir (asitlerin ve bazların seyreltik çözeltileri):
pH = 6–7 ve pH = 7–8 olan pratik olarak nötr bir ortamda, H + ve OH - konsantrasyonu çok küçüktür (1 10 -6 – 1 10 -7 mol/l) ve neredeyse konsantrasyona eşittir. Bu iyonların saf sudaki Asit ve bazların bu tür çözeltileri dikkate alınır aşırı boyutta seyreltilmiş (çok az madde içerir).
Sulu çözeltilerin ortamının tipini pratik olarak belirlemek için şunu kullanın: göstergeler– nötr, asidik ve/veya alkali çözeltilere karakteristik bir renk veren maddeler.
Laboratuvardaki yaygın göstergeler turnusol, metil portakal ve fenolftaleindir.
Metil portakal (asitli bir ortamın göstergesi) olur pembe kuvvetli asidik bir çözeltide (Tablo 16), fenolftalein (alkali bir ortam için bir gösterge) - kuvvetli alkali bir çözeltide kıpkırmızı ve turnusol tüm ortamlarda kullanılır.
13.4. İyon değişim reaksiyonları
Seyreltik elektrolit çözeltilerinde (asitler, bazlar, tuzlar), genellikle katılımla kimyasal reaksiyonlar meydana gelir. iyonlar. Bu durumda reaktiflerin tüm elemanları oksidasyon durumlarını koruyabilir ( değişim reaksiyonları) veya değiştirin ( redoks reaksiyonları). Aşağıda verilen örnekler değişim reaksiyonlarıyla ilgilidir (redoks reaksiyonlarının oluşumu için Bölüm 14'e bakınız).
Uyarınca Berthollet kuralıiyonik reaksiyonlar, katı, az çözünen maddeler oluştuğunda pratik olarak geri döndürülemez şekilde ilerler(çökerler) son derece uçucu maddeler(gaz olarak salınırlar) veya çözünebilir maddeler – zayıf elektrolitler(su dahil). İyonik reaksiyonlar bir denklem sistemi ile temsil edilir - moleküler, tam Ve kısa iyonik.İyonik denklemlerin tamamı aşağıda yer almamıştır (okuyucunun bunları kendisinin oluşturması tavsiye edilir).
İyonik reaksiyonlar için denklemler yazarken çözünürlük tablosuna göre hareket etmelisiniz (bkz. Tablo 8).
Örneklerçökelme ile reaksiyonlar:
Dikkat!Çözünürlük tablosunda (bkz. Tablo 15) belirtilen az çözünen (“m”) ve pratik olarak çözünmeyen (“n”) tuzlar, tam olarak tabloda sunulduğu gibi çöker (CaF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v , AlPO 4 v, vb.).
Masada 15 belirtilmedi karbonatlar– CO 3 2-anyonu içeren orta tuzlar. Lütfen şunu unutmayın:
1) K2C03, (NH4)2C03 ve Na2C03 suda çözünür;
2) Ag2C03, BaCO3 ve CaC03 pratik olarak suda çözünmez ve bu şekilde çökelir, örneğin:
3) MgC03, CuC03, FeC03, ZnC03 ve diğerleri gibi diğer katyonların tuzları, suda çözünmemesine rağmen, iyonik reaksiyonlar sırasında sulu bir çözeltiden çökelmez (yani bu şekilde elde edilemezler).
Örneğin, “kuru” olarak elde edilen veya mineral formunda alınan demir (II) karbonat FeCO3 siderit, suya eklendiğinde gözle görülür bir etkileşim olmadan çöker. Bununla birlikte, bunu FeSO4 ve K2C03 arasındaki bir çözeltideki değişim reaksiyonuyla elde etmeye çalıştığınızda, ana tuzun bir çökeltisi çöker (koşullu bileşim verilmiştir, pratikte bileşim daha karmaşıktır) ve karbondioksit açığa çıkar piyasaya sürülmüş:
FeCO3'e benzer şekilde, sülfür krom (III) Cr2S3 (suda çözünmez) çözeltiden çökelmez:
Masada 15 aynı zamanda aşağıdaki tuzları da göstermez: ayrışmak su - sülfür alüminyum Al 2 S 3 (ve ayrıca BeS) ve asetat krom (III) Cr(CH3COO) 3:
Sonuç olarak bu tuzlar çözeltideki değişim reaksiyonuyla da elde edilemez:
(ikinci reaksiyonda çökeltinin bileşimi daha karmaşıktır; bu tür reaksiyonlar yüksek öğrenimde daha ayrıntılı olarak incelenir).
Örnekler Gaz salınımı ile reaksiyonlar:
Örnekler zayıf elektrolitlerin oluşumu ile reaksiyonlar:
Değişim reaksiyonunun reaktifleri ve ürünleri güçlü elektrolitler değilse denklemin iyonik formu mevcut değildir, örneğin:
13.5. Tuzların hidrolizi
Bir tuzun hidrolizi, iyonlarının su ile etkileşimidir, asidik veya alkali bir ortamın ortaya çıkmasına neden olur, ancak buna çökelti veya gaz oluşumu eşlik etmez (aşağıda orta tuzlardan bahsediyoruz).
Hidroliz süreci yalnızca katılımla gerçekleşir çözünür tuzlar ve iki aşamadan oluşur:
1) ayrışmaçözeltideki tuzlar - geri döndürülemez reaksiyon (ayrışma derecesi? = 1 veya %100);
2) aslında hidroliz, yani tuz iyonlarının su ile etkileşimi, – geri dönüşümlü reaksiyon (hidroliz derecesi?< 1, или 100 %).
1. ve 2. aşamanın denklemleri - birincisi geri döndürülemez, ikincisi geri döndürülebilir - bunları ekleyemezsiniz!
Katyonların oluşturduğu tuzlara dikkat edin. alkaliler ve anyonlar güçlü asitler hidrolize uğramazlar; yalnızca suda çözündüklerinde ayrışırlar. KCl, NaNO 3, Na 2 SO 4 ve BaI 2 tuzlarının çözeltilerinde ortam doğal.
Etkileşim durumunda anyon tuzun anyonda hidrolizi.
KNO2 tuzunun ayrışması tamamen meydana gelir, NO2 anyonunun hidrolizi çok küçük bir oranda meydana gelir (0,1 M çözelti için -% 0,0014 oranında), ancak bu, çözeltinin hale gelmesi için yeterlidir. alkalin(hidroliz ürünleri arasında bir OH - iyonu vardır), pH = 8.14'e sahiptir.
Anyonlar yalnızca hidrolize uğrar zayıf asitler (bu örnekte nitrit iyonu NO 2 - zayıf nitröz asit HNO 2'ye karşılık gelir). Zayıf bir asidin anyonu, suda bulunan hidrojen katyonunu çeker ve bu asidin bir molekülünü oluştururken, hidroksit iyonu serbest kalır:
Hidrolize edilebilir anyonların listesi:
Lütfen örneklerde (c - e) su moleküllerinin sayısını artıramayacağınızı ve hidroanyonlar (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -) yerine karşılık gelen asitlerin (H 2 CO 3, H 3) formüllerini yazamayacağınızı unutmayın. PO4, H2S). Hidroliz geri dönüşümlü bir reaksiyondur ve "sonuna kadar" ilerleyemez (H n A asidi oluşana kadar).
Eğer H2C03 gibi kararsız bir asit, Na2C03 tuzunun bir çözeltisinde oluşmuşsa, çözeltiden CO2 gazı salınacaktır (H2C03 = C02v + H20). Bununla birlikte, soda suda çözündüğünde, gaz çıkışı olmadan şeffaf bir çözelti oluşur, bu da CO | anyonunun eksik hidrolizinin kanıtıdır. yalnızca karbonik asit hidroanyonu HCOg'nin çözeltisinde ortaya çıkmasıyla.
Bir tuzun anyonla hidroliz derecesi, hidroliz ürününün - asidin (HNO 2, HClO, HCN) veya hidroanyonunun (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -) ayrışma derecesine bağlıdır; asit ne kadar zayıfsa hidroliz derecesi o kadar yüksek olur.Örneğin, CO 3 2-, PO 4 3- ve S 2- iyonları, NO 2 iyonundan daha büyük ölçüde (0,1 M çözeltilerde ~ %5, %37 ve %58) hidrolize uğrar, çünkü 2. aşamada H 2 CO 3 ve H 2 S ve 3. aşamada H 3 PO 4 (yani HCO 3 -, HS - ve HPO 4 2- iyonlarının ayrışması), asidin ayrışmasından önemli ölçüde daha az meydana gelir HNO 2. Bu nedenle, örneğin Na 2 CO 3, K 3 PO 4 ve BaS gibi çözümler son derece alkali(soda çözeltisinin dokunuşta sabunlu olmasıyla bunu doğrulamak kolaydır). Bir çözeltideki OH iyonlarının fazlalığı bir göstergeyle kolaylıkla tespit edilebilir veya özel cihazlarla (pH metre) ölçülebilir.
Anyon tarafından güçlü bir şekilde hidrolize edilen bir tuzun konsantre bir çözeltisine alüminyum eklenirse, örneğin Na2C03, o zaman ikincisi (amfoterisite nedeniyle) OH - ile reaksiyona girecektir.
ve hidrojen evrimi gözlemlenecektir. Bu, CO32-iyonunun hidrolizinin ek bir kanıtıdır (sonuçta, Na2C03 çözeltisine NaOH alkali eklemedik!).
Etkileşim durumunda katyon tuzun suyla çözülmesi işlemine denir tuzun katyonla hidrolizi:
Ni(NO3)2 tuzunun ayrışması tamamen meydana gelir, Ni2+ katyonunun hidrolizi çok küçük bir ölçüde meydana gelir (0,1 M çözelti için -% 0,001 oranında), ancak bu, çözeltinin hale gelmesi için yeterlidir. ekşi(Hidroliz ürünleri arasında H+ iyonu mevcuttur), pH = 5,96.
Yalnızca az çözünen bazik ve amfoterik hidroksitlerin katyonları ve amonyum katyonu NH4+ hidrolize tabi tutulur. Hidrolize katyon, suda bulunan OH - anyonunu çeker ve karşılık gelen hidroksokasyonu oluştururken, H + katyonu serbest kalır:
Bu durumda amonyum katyonu zayıf bir baz oluşturur - amonyak hidrat:
Hidrolize edilebilir katyonların listesi:
Örnekler:
Lütfen (a – c) örneklerindeki su moleküllerinin sayısını artıramayacağınızı ve FeOH 2+, CrOH 2+, ZnOH + hidroksitleri yerine FeO(OH), Cr(OH) 3 hidroksitlerinin formüllerini yazamayacağınızı unutmayın. Zn(OH)2. Hidroksitlerin oluşması durumunda FeCl3, Cr2 (SO 4) 3 ve ZnBr 2 tuzlarının çözeltilerinden çökelme oluşacaktır ve bu gözlemlenmemektedir (bu tuzlar şeffaf çözeltiler oluşturur).
H+ katyonlarının fazlası bir göstergeyle kolaylıkla tespit edilebilir veya özel cihazlarla ölçülebilir. Ayrıca
böyle bir deney yapın. Katyon tarafından güçlü bir şekilde hidrolize edilen bir tuzun konsantre çözeltisinde, örneğin AlCl3:
magnezyum veya çinko eklenir. İkincisi H + ile reaksiyona girecektir:
ve hidrojen evrimi gözlemlenecektir. Bu deney Al3+ katyonunun hidrolizinin ek bir kanıtıdır (sonuçta AlCl3 çözeltisine asit eklemedik!).
A, B bölümleri için görev örnekleri1. Güçlü bir elektrolit
1) C6H5OH
2) CH3COOH
3) C2H4(OH)2
2. Zayıf bir elektrolit
1) hidrojen iyodür
2) hidrojen florür
3) amonyum sülfat
4) baryum hidroksit
3. Sulu bir çözeltide her 100 molekül, asit için 100 hidrojen katyonu oluşturur
1) kömür
2) azotlu
3) nitrojen
4-7. Zayıf bir asidin olası tüm aşamalarda ayrışma denkleminde
katsayıların toplamı eşittir
8-11. İki alkali kümesinden oluşan bir çözeltideki ayrışma denklemleri için
8. NaOH, Ba(OH)2
9. Sr(OH)2, Ca(OH)2
10. KOH, LiOH
11. CsOH, Ca(OH)2
katsayıların toplamı
12. Kireçli su bir dizi parçacık içerir
1) CaOH+, Ca2+, OH -
2) Ca2+, OH-, H20
3) Ca 2+, H 2 O, O 2-
4) CaOH +, O 2-, H+
13-16. Bir formül birimi tuzu ayrıştırırken
14. K2Cr207
16.Kr2 (S04)3
oluşan iyonların sayısı eşittir
17. En büyük 0,1 mol içeren bir çözeltide PO 4 -3 iyonu miktarı tespit edilebilir
18. Çökelme ile bir reaksiyon
1) MgSO 4 + H 2 SO 4 >...
2) AgF + HNO3 >...
3) Na 2 HPO 4 + NaOH >...
4) Na 2 SiO 3 + HCl >...
19. Gazın salınmasıyla oluşan bir reaksiyon
1) NaOH + CH3COOH >...
2) FeS04 + KOH >...
3) NaHCO3 + HBr >…
4) Pl(NO 3) 2 + Na 2 S >...
20. Kısa iyonik denklem OH - + H + = H 2 O etkileşime karşılık gelir
1) Fe(OH)2 + HCl >…
2) NaOH + HNO2 >...
3) NaOH + HNO3 >...
4) Ba(OH)2 + KHSO4 >...
21. İyonik reaksiyon denkleminde
SO 2 + 2ON = SO 3 2- + H 2 O
OH iyonu - reaktife karşılık gelebilir
4) C6H5OH
22-23. İyonik denklem
22. ZCa 2+ + 2PO 4 3- = Ca 3 (PO 4) 2 v
23. Ca 2+ + HPO 4 2- = CaHPO 4 v
arasındaki reaksiyona karşılık gelir.
1) Ca(OH)2 ve K3PO4
2) CaCl2 ve NaH2P04
3) Ca(OH)2 ve H3PO4
4) CaCl ve K 2 HPO 4
24-27. Moleküler reaksiyon denkleminde
24. Na 3 PO 4 + AgNO 3 >...
25. Na 2 S + Cu(NO 3) 2 >…
26. Ca(HSO3)2 >…
27. K 2 SO 3 + 2HBr >... katsayıların toplamı
28-29. Tam bir nötrleşme reaksiyonu için
28. Fe(OH)2 +HI >…
29. Ba(OH)2 + H2S >…
tam iyonik denklemdeki katsayıların toplamı
30-33. Kısa iyonik reaksiyon denkleminde
30. NaF + AlCl3 >…
31. K 2 CO 3 + Sr(NO 3) 2 >...
32. Mgl 2 + K 3 PO 4 >...
33. Na 2 S + H 2 S0 4 >...
katsayıların toplamı eşittir
34-36. Sulu bir tuz çözeltisinde
34. Ca(ClO4)2
36. Fe 2 (SO 4) 3
ortam oluşur
1) asidik
2) nötr
3) alkalin
37. Tuz suda çözüldükten sonra hidroksit iyonunun konsantrasyonu artar
38. Orijinal tuzların çözeltileri setler halinde karıştırıldıktan sonra nihai çözeltide nötr bir ortam oluşacaktır.
1) BaCl2, Fe(NO3)3
2) Na 2 CO 3, SrS
4) MgCl2, RbNO3
39. Tuzu hidrolize etme yeteneğiyle eşleştirin.
40. Tuzu çözelti ortamıyla eşleştirin.
41. Tuzun suda çözülmesinden sonra tuz ile hidrojen katyonu konsantrasyonu arasında bir ilişki kurun.
Su, henüz tam olarak araştırılmamış, şaşırtıcı özelliklere sahip harika bir maddedir. Onsuz insan uzun süre yaşayamaz, bu nedenle insanlar gezegenimizin su kaynaklarını korumaya özen gösterirler. Kimyasal olarak su
Herkes suyun formülünü biliyor - H2O. Bir su molekülünün kütlesi 18'dir, bu da havanın kütlesinden bir buçuk kat daha azdır. Su buhar, sıvı ve katı olabilen tek maddedir. Katılaştığında buza dönüşür. Herkes katıların sıvılardan daha fazla yoğunluğa sahip olduğunu bilir. Bu kurala yalnızca su uymaz! Buz sudan çok daha hafiftir, bu yüzden yüzeyde yüzer.Su, ısı yoğun bir madde olarak kabul edilir. Isınıp buhara dönüşmesi için büyük miktarda enerji harcamak gerekir. Hidrojen bağlarını kırmak için enerji harcanır. Su gaz haline dönüşür ve molekülleri birbirinden çok uzakta hareket etmeye başlar. Isıyı çok yavaş saldığı için sıklıkla soğutucu olarak kullanılır.
Yaz aylarında rezervuarlardaki suyun havadan çok daha sıcak olduğunu fark edebilirsiniz. Bu hidrojen bağlarıyla açıklanmaktadır. Isıtıldığında kırılmaları zordur. Su soğuduğunda moleküller kendi başlarına sıralanmaya başlar ve enerji açığa çıkar.
Suda çeşitli maddeler çözünebilir. Bu, su molekülleri ile çözünen maddenin parçacıkları arasındaki bağların tahrip olması veya oluşması nedeniyle oluşur.
Su her yerdedir. Vücudumuzda bu oran %70 civarındadır. İnsan vücudu yaklaşık %3 oranında su kaybederse kişi koşamayacaktır. Eğer %5 kaybederseniz artık antrenman yapamazsınız. %10 zaten hayati tehlikesi olan bir gösterge. Fazla su da olumsuz sonuçlara yol açabilir. İçerken suyun hem miktarı hem de kalitesi dikkate alınmalıdır.
Su bileşimi
Su kokusuz ve renksiz bir sıvıdır. Bir su molekülü, polar kovalent bağla birbirine bağlanmış iki hidrojen atomu ve bir oksijen atomu içerir.Su çeşitli maddelerden oluşur. Çeşitli maddeleri içeren oldukça karmaşık bir çözümdür. Kimyasal bileşiminin tüm bileşenleri birkaç gruba ayrılır:
- Makro bileşenler (ana iyonlar). Suları topraktan ve kayalardan gelir.
- Çözünmüş gazlar. Miktarları su sıcaklığına bağlıdır.
- Biyojenik elementler (kimyasal bileşikler). Kaynakları rezervuarların içinde gerçekleşen süreçlerdir. Tarımsal, endüstriyel ve evsel sularla birlikte su kütlelerine de girerler.
- Mikro elementler. Bunlar brom, kobalt, bakır, çinko, selenyum ve diğerleri dahil olmak üzere otuzdan fazla maddedir. Rezervuarlarda çok fazla yok.
- Çözünmüş organik madde. Bunlar biyojenik elementlerin organik formlarıdır.
- Zehirli maddeler. Bunlar arasında petrol ürünleri, ağır metaller, fenoller ve sentetik yüzey aktif maddeler bulunur.
Sadece kaliteli su içmek istiyorsanız “Grafskaya” ya dikkat etmelisiniz. Bunu ilk kez 14. yüzyılda öğrendiler! Stankovo köyü yakınlarındaki artezyen kuyusundan çıkarılıyor. yapay katkı maddeleri içermez. Tüm yararlı unsurları içerir. "Grafskaya" sağlığınıza önem veren gerçek temiz sudur.
2. Sulu bir çözeltide iyonlara ayrışmayan bir madde: H 2SO4 2) Mg(OH)2 3) FeCl3 4) NaOH.
Resim 2 “Bazların kimyasal özellikleri” sunumundan“İnorganik bileşiklerin sınıfları” konulu kimya dersleri içinBoyutlar: 960 x 720 piksel, format: jpg. Kimya dersine ait ücretsiz bir resim indirmek için görsele sağ tıklayın ve “Resmi farklı kaydet…” seçeneğine tıklayın. Derste resimleri görüntülemek için ayrıca tüm resimlerle birlikte “Bazların kimyasal özellikleri.ppt” sunumunun tamamını zip arşivinde ücretsiz olarak indirebilirsiniz. Arşiv boyutu 128 KB'dir.
Sunuyu indirİnorganik bileşik sınıfları
“Bazların kimyasal özellikleri” - Laboratuvar deneyi. Sulu bir çözeltide iyonlara ayrışmayan bir madde. Karmaşık inorganik bileşikler. Gerekçelerin uygulanması. Alkaliler. Nötrleştirme reaksiyonu. Madde. Çözünmeyen bazların asitlerle etkileşimi. Bazların asit oksitlerle etkileşimi. Kibrit.
“İnorganik bileşiklerin en önemli sınıfları” - Hidrojen. Zorluklar. Reaksiyon denklemleri. İlerlemek. Sonuçlar. Formüller. İnorganik bileşiklerin ana sınıfları. Temel. Atom grupları. Kayıp akrabalarınızı bulun. Elde edilen tuz kütlesi. Paslanma durumu. Bazların özellikleri. Ders. Her satırdaki tek olanı bulun. Oksijen. Asit. Metal. Kuvars kumu.
“İnorganik bileşik sınıfları” - Asitler. 1. Bildiğiniz inorganik bileşiklerin sınıflarını adlandırın. Dönüşümler yapın. Zemin. Tuz. İnorganik maddelerin sınıfları. İnorganik bileşikler arasındaki genetik ilişki. Oksitler.
“Bazlar” - Bazlar (bileşime göre). Genetik bağlantı. Görevler. Sınıflandırma. Zemin. Çözünmeyen bazlar (katsayıları düzenleyin). Hazırlık 1) alkali + tuz NaOH+CuSO4? Cu(OH)2+Na2S04. Temel oksitler. Dönüşümleri gerçekleştirin: CaO ? Ca(OH)2 ? CaCI2. Bazların sınıflandırılması. İçerik. Hazırlık 1) alkali + tuz NaOH+ZnSO4? Zn(OH)2+Na2S04.
“Bazlar, tuzlar, asitler, oksitler” - En güçlü temel özellikler. Asitler. Asidik özellikler. Oksitler, bazlar, asitler ve tuzlar. Madde listesinden bir asit seçin. Tuz. Zemin. Madde listesinden tuzu seçin. Oksitlerin sınıflandırılması. Kimyasal özellikler - özet tablosu. İnorganik maddelerin genetik ilişkisi. Temel oksitler.
“İnorganik bileşiklerin ana sınıfları” - Listelenen reaksiyonlardan hangilerinin nötrleşme reaksiyonları olduğunu belirtin? Asidik oksitler reaksiyona girer: Öğrenmesi zor, savaşması kolay!!! Genesis denizaltısında yolculuk Boatswain'in çalışması Osnovayskie Adaları Solyandia Kimyasal dikte 1. Bazik oksitlerle 2. Bazlarla 3. Suyla 4. Tuzlarla.
Toplamda 12 sunum var
