Принцип кислотно-основного взаимодействия

Стехиометрические законы, положившие начало количественному изучению химических реакций: закон сохранения массы веществ, закон постоянства состава, закон Авогадро и следствие из него. Закон эквивалентов.

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные отношения между реагирующими веществами. На основании стехиометрических законов проводят расчеты количества веществ, вступающих в химическую реакцию и образующихся в результате ее протекания, устанавливаются химические формулы на основе данных химического анализа. В химии используются следующие стехиометрические законы: закон сохранения массы, закон постоянства состава вещества, закон эквивалентов, закон кратных отношений.

Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

mH2SO4 + 2NaOH = mNa2SO4 +mH2O

Закон постоянства состава: Всякое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный состав.

C + O2 = CO2

Закон эквивалентов: Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам.

2NaOH + H2SO4 = NA2SO4 + 2H2O

Моль 1 моль 1 моль 2 моль

Закон кратных отношений: Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа.

С + О2 = СО2

12 32

Закон Авогадро: в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул. Число молекул в одном моле называют Авогадро числом. При нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газа Vm.

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.

Основные классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды (кислоты, основания, амфотерные гидроксиды) соли. Принцип кислотно-основного взаимодействия. Соли средние, кислые, основные.

Оксиды _ - это соединения элементов с кислородом. По химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам отвечают основания, кислотным - кислоты. Амфотерным оксидам отвечают гидраты, проявляющие и кислотные, и основные свойства.

Примерами основных оксидов могут служить СаО

СаО + Н2О = Са(ОН)2.

Примерами кислотных оксидов могут служить SO3, взаимодействует с водой.

SO3 + Н2О = H2SO4.

К несолеобразующим оксидам относится, например, оксид азота (I) N2О. Нет такой кислоты или основания, которые отвечали бы этому оксиду.

Основания состоят из металла и одновалентных гидроксогрупп ОН, число которых равно валентности металла. Примерами оснований могут служить гидроксид натрия NaOH, гидроксид меди Сu(ОН)2.

Важнейшее химическое свойство оснований - способность образовывать с кислотами соли. Например, при взаимодействии перечисленных оснований с соляной кислотой получаются хлористые соли соответствующих металлов - хлорид натрия.

NaOH + НС1 = NaCl + Н2О;

Основания классифицируют по их растворимости в воде и по их силе. По растворимости основания делятся на растворимые, или щелочи, и на нерастворимые. Важнейшие щелочи - это гидроксиды натрия, калия и кальция. По силе основания делятся на сильные и слабые. К сильным относятся все щелочи, кроме гидроксида аммония. В случае металлов переменной валентности в скобках указывают валентность металла в данном соединении. Так, Са(ОН)2 - гидроксид кальция, Fe(OH)2 - гидроксид железа (II), Fe(OH)3 - гидроксид железа (III).

Кислоты состоят из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка, причем число атомов водорода равно валентности кислотного остатка. Примерами кислот могут служить соляная НСl, серная H2SO4.

Важнейшее химическое свойство кислот - их способность образовывать соли с основаниями. Например, при взаимодействии кислот c гидроксидом натрия получаются натриевые соли этих кислот:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2O; NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - это азотная, серная и соляная.

Основностью кислоты называется число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл с образованием соли. Такие кислоты, как соляная и уксусная, могут служить примерами одноосновных кислот, серная кислота - двухосновна, ортофосфорная кислота Н3РО4 - трехосновна.

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Азотная и серная кислоты - кислородсодержащие кислоты, соляная кислота и сероводород - бескислородные.

Соли

Продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток представляют собою соли. При полном замещении получаются средние (нормальные) соли, при неполном - или кислые, или основные. Кислая соль получается при неполном замещении водорода кислоты на металл. Основная соль получается при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Ясно, что кислая соль может быть образована только кислотой, основность которой равна двум или больше, а основная соль - металлом, валентность которого равна двум или больше.

Примеры образования солей:

Са(ОН)2 + H2SO4 = СаSO4 + 2Н2О,

СаSO4 - нормальная соль - сульфат кальция; КОН + H2SO4 = KHSO4 + Н2О,

KHSO4 - кислая соль - гидросульфат калия;

Mg(OH)2 + HC1 = MgOHCl + Н2О,

MgOHCl - основная соль - хлорид гидроксомагния.

Принцип кислотно-основного взаимодействия.

1. Растворение в водном растворе сильного основания повышает общую щелочность раствора, что вызывает возрастание активности всех оснований и понижение активности кислот. Это обуславливает такую последовательность реакций: с повышением щелочности водного раствора слабые основания в минералах замещаются более сильными, а сильные кислоты - более слабыми. Повышение кислотности раствора приводит к обратным соотношениям.

2. Растворение сильного основания в расплаве приводит к тому же эффекту изменения активностей компонентов, что и в водных растворах. При этом температуры кристаллизации оснований повышаются, а кислот - понижаются. В результате поля кристаллизации основных компонентов расширяются. Повышение кислотности расплава приводит к обратным соотношениям.

Общее квантово-механические представления о строении атома. Волновая функция, электронные облака, атомные орбитали и их типы. Квантовые числа как характеристика состояния электронов в атоме: главное, орбитальное, магнитное, спиновое.

В основу квантовой механики входят два принципа Гейзенберга:

1) Принцип неопределённости – в определённый момент времени невозможно определить положение в атоме электрона, его скорость и импульс.

2) Принцип вероятности – существует вероятность обнаружения электронов в атоме в бесконечно малом объёме околоядерного пространства.

А́том — наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из атомного ядра и электронов. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом.

Волновая функция в квантовой механике, величина, полностью описывающая состояние микрообъекта (например, электрона, протона, атома, молекулы) и вообще любой квантовой системы (например, кристалла).

Электронные облака

Поиск по сайту: