Komplexné zlúčeniny sa nazývajú kyseliny, ktoré po disociácii tvoria iba katióny vodíkových iónov.
Rovnováha v systémoch obsahujúcich komplexné zlúčeniny. Stabilita komplexných zlúčenín.
Vonkajšia sféra s komplexným iónom je spojená hlavne elektrostatickými silami (ionogénnymi). Preto sú v roztokoch zložité zlúčeniny ľahko disociovateľné s elimináciou vonkajšej sféry typom disociácie silných elektrolytov. Táto disociácia sa nazýva primárna disociácia komplexná zlúčenina.
Z hľadiska elektrolytickej disociácie sa zložité zlúčeniny delia na kyseliny, zásady a soli.
Napríklad:
Napríklad:
Soli sú komplexné zlúčeniny, ktoré keď sú disociované, netvoria vodíkové a hydroxidové ióny.
Napríklad:
Neutrálne komplexy sú neelektrolyty a nepodliehajú primárnej disociácii.
Pri výmenných reakciách prechádzajú komplexné ióny z jednej zlúčeniny na druhú bez zmeny ich zloženia.
PRÍKLAD 12. Vytvorte molekulárne a iónové rovnice výmenných reakcií medzi dusičnanom meďnatým a komplexnou zlúčeninou železa, v dôsledku čoho vznikne nerozpustná komplexná soľ.
PRÍKLAD 13. Keď dusičnan olovnatý reaguje s komplexnou zlúčeninou, vyzráža sa chlorid olovnatý. Napíšte molekulárne a iónové rovnice výmenných reakcií.
Ligandy s komplexotvorným činidlom sú viazané kovalentnou väzbou, ktorá je oveľa silnejšia ako iónová väzba. Preto je rozpad vnútornej sféry komplexnej zlúčeniny pozorovaný v nevýznamnej miere a má charakter. Reverzibilný rozpad vnútornej sféry sa nazýva sekundárna disociácia komplexnej zlúčeniny.
Napríklad komplexná báza je silný elektrolyt a ľahko sa disociuje na komplexné ióny a hydroxidové ióny.
Súčasne je možné pomocou citlivých analytických metód zistiť v roztoku veľmi malú koncentráciu iónov a molekúl amoniaku, ktoré vznikajú v dôsledku disociácie vnútornej sféry a nastolenia rovnováhy.
Disociácia komplexných iónov, ako aj disociácia slabých elektrónov prebieha v nepodstatnej miere a možno ju kvantitatívne charakterizovať disociačnou konštantou, ktorá sa zvyčajne nazýva konštanta komplexnej zloženej nestability (TO nie.). Konštantu nestability komplexného iónu možno vyjadriť nasledovne:
Disociácia komplexných iónov prebieha postupne a každý krok disociácie sa vyznačuje vlastnou konštantou nestability. Počas disociácie iónov sa vytvára nasledujúca rovnováha:
Pri výpočtoch sa vo väčšine prípadov používa všeobecná konštanta nestability komplexného iónu, ktorá sa rovná súčinu krokových konštánt.
Relatívna stabilita komplexného iónu sa posudzuje podľa hodnoty jeho konštanty nestability. Čím je táto hodnota menšia, tým je komplex stabilnejší; čím viac, tým nestabilnejšie. Takže porovnanie konštánt nestability rovnakého typu komplexných iónov.
možno vyvodiť záver, že najstabilnejší z týchto iónov je druhý a najmenej stabilný je prvý.
Porovnanie konštánt nestability komplexov rovnakého typu tiež umožňuje v mnohých prípadoch určiť smer rovnovážneho posunu.
Základy: klasifikácia, vlastnosti založené na koncepciách teórie elektrolytickej disociácie. Praktické využitie.
Bázy sú komplexné látky obsahujúce atómy kovov (alebo amónnu skupinu NH4) pripojené k jednej alebo viacerým hydroxylovým skupinám (OH).
Všeobecne môžu byť zásady predstavované vzorcom: Me (OH) n.
Z pohľadu teórie elektrolytickej disociácie (TED), bázy sú elektrolyty, ktorých disociáciou sa ako anióny získajú iba hydroxidové anióny (OH -). Napríklad NaOH \u003d Na + + OH-.
Klasifikácia.Nadácie
Rozpustný vo vode - alkálie nerozpustné vo vode
Napríklad napr
NaOH - hydroxid sodný Cu (OH) 2 - hydroxid meďnatý
Ca (OH) 2 - hydroxid vápenatý Fe (OH) 3 - hydroxid železitý
NH4OH - hydroxid amónny
Fyzikálne vlastnosti... Takmer všetky zásady sú pevné látky. Sú rozpustné vo vode (zásady) a nerozpustné. Hydroxid meďnatý Cu (OH) 2 je modrý, hydroxid železitý Fe (OH) 3 hnedý, väčšina ostatných je biela. Alkalické roztoky sú na dotyk mydlové.
Chemické vlastnosti.
| Rozpustné zásady - zásady | Nerozpustné zásady (väčšina z nich) |
| 1. Zmeňte farbu indikátora: červený lakmus - modrý, bezfarebný fenolftaleín - karmínový. | ---–– Indikátory nemajú žiadny vplyv. |
| 2. Reagujte s kyselinami (neutralizačná reakcia). Zásada + kyselina \u003d soľ + voda 2KOH + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2 H 2 O V iónovej forme: 2K + + 2OH - + 2H + + SO 4 2– \u003d 2K + + SO 4 2– + 2H 2 O 2H + + 2OH - \u003d 2H20 | 1. Reagujte s kyselinami: Cu (OH) 2 + H2S04 \u003d CuS04 + 2H20 báza + kyselina \u003d soľ + voda. |
| 3. Reagujte so soľnými roztokmi: zásady + soľ \u003d nové. alkálie + nové soľ (stav: tvorba sedimentu ↓ alebo plyn). Ba (OH) 2 + Na2S04 \u003d BaSO4 ↓ + 2 NaOH V iónovej forme: Ba 2+ + 2OH - + 2Na + + SO 4 2– \u003d BaSO 4 ↓ + 2Na + + 2OH - Ba 2+ + SO 4 2– \u003d BaSO 4. ↓ | 2. Rozkladom sa zahrejte na oxid a vodu. Cu (OH) 2 \u003d CuO + H20 Reakcie so soľnými roztokmi nie sú typické. |
| 4. Reagujte s oxidmi kyselín: alkálie + oxid kyseliny \u003d soľ + voda 2NaOH + CO2 \u003d Na2CO3 + H20 v iónovej forme: 2Na + + 2OH - + CO 2 \u003d 2Na + + CO3 2– + H 2 O 2OH - + CO 2 \u003d CO 3 2– + H20 | Reakcie s kyslými oxidmi nie sú typické. |
| 5. Reaguje s tukmi za vzniku mydla. | Nereagujú s tukmi. |
| | | ďalšia prednáška \u003d\u003d\u003e | |
Acidobázické vlastnosti organických zlúčenín, ionizácia. Úloha ionizácie pri prejavoch biologickej aktivity
Podľa teórie elektrolytickej disociácie Arrheniusa (1887) sú kyseliny látky, ktoré sa vo vodných roztokoch disociujú za tvorby iba vodíkových katiónov H + ako katiónov, zásad sú látky, pri ktorých disociácii vznikajú iba anióny OH - hydroxidu anióny. Tieto definície sú platné pre reakcie, ktoré prebiehajú vo vodných roztokoch. Zároveň bolo známe veľké množstvo reakcií vedúcich k tvorbe solí, ale podľa Arrheniovej teórie reaktanty neboli kyselinami a zásadami. V roku 1923 boli navrhnuté dve teórie kyselín a zásad: protolytická teória Bronsteda a Lowryho, ako aj elektronická teória Lewisa.
Podľa protolitickej teórie kyselina – sú to ióny alebo molekuly schopné darovať katión vodíka, t.j. látky darujúce protón . Nadácie – sú to molekuly alebo ióny schopné viazať katión vodíka, to znamená látky, ktoré sú akceptormi protónu alebo donormi dvojice elektrónov potrebných na pripojenie protónu. Podľa tejto teórie tvoria kyselina a zásada konjugovaný pár a sú spojené rovnicou: kyselina ↔ báza + H +.
V protolytickej teórii sa pojmy kyselín a zásad týkajú iba funkcie, ktorú látka vykonáva v danej reakcii. Jedna a rovnaká látka, v závislosti od reakčného partnera, môže pôsobiť ako kyselina aj ako zásada:
Kyslosť sa zvyčajne definuje vo vzťahu k vode ako zásade. Kvantitatívne hodnotenie kyslosti (sily kyseliny) sa vykonáva porovnaním rovnovážnych konštánt reakcií na prenos protónu z kyseliny na bázu.
Koncentrácia vody sa prakticky nemení, preto vynásobením pravej a ľavej strany tejto rovnosti hodnotou [H 2 O] dostaneme nasledujúci výraz:
К а - konštanta kyslosti, čím vyššia je konštanta kyslosti, tým silnejšia je kyselina. Z praktických dôvodov sa v praxi často nepoužíva konštanta kyslosti, ale záporný desatinný logaritmus konštanty kyslosti, ktorý sa nazýva index kyslosti pK a \u003d - log K a. Pre kyselinu octovú je konštanta kyslosti Ka \u003d 1,75 · 10-5 a index kyslosti je pK a \u003d 4,75. Čím nižšia je hodnota pK a, tým silnejšia je kyselina. Pre silnejšiu kyselinu mravčiu sú tieto hodnoty rovnaké: Ka \u003d 1,7 · 10-4, pK a \u003d 3,77.
Porovnávacia analýza sily kyselín (kvalitatívne hodnotenie) sa vykonáva porovnaním stability zodpovedajúcich kyselín konjugovaných zásad (aniónov). Čím stabilnejší je anión (báza) konjugovaný s kyselinou, tým silnejšia je kyselina konjugovaná s kyselinou. Stabilita aniónov závisí od stupňa delokalizácie negatívneho náboja - čím viac sa delokalizuje negatívny náboj, tým je stabilnejší anión, tým silnejšia je konjugovaná kyselina.
Stupeň delokalizácie záporného náboja závisí od nasledujúcich faktorov:
z povahy atómu kyslého centra, t.j. z jeho elektronegativity a polomeru (polarizovateľnosti);
o povahe radikálu, ktorý je s ním spojený;
z elektronickej štruktúry aniónu;
4) z vplyvu rozpúšťadla.
Vplyv povahy centra atómu kyseliny
Podľa povahy kyslého centra existujú: OH-kyseliny (alkoholy, fenoly, karboxylové kyseliny), SH-kyseliny (tioly), NH-kyseliny (amidy, amíny), CH-kyseliny (uhľovodíky). Aby sme zvážili vplyv elektronegativity atómu kyslého centra, vezmeme zlúčeniny, v ktorých sú atómy kyslého centra spojené s rovnakými substituentmi: CH4, NH3, H20. Všetky atómy kyslých miest sa nachádzajú v rovnakom období, elektronegativita stúpa z uhlíka na kyslík, rovnakým smerom sa zvyšuje polarita väzieb a klesá sila väzieb atómov kyslých miest s atómom vodíka. Môžeme teda povedať, že prechod z metánu na vodu zvyšuje schopnosť zlúčenín štiepiť vodíkový katión, t.j. byť darcami protónov. V tomto prípade sa v rade vznikajúcich aniónov H 3 C -, H 2 N -, HO - zvyšuje ich stabilita, pretože so zvyšovaním elektronegativity atómu centra kyseliny sa zvyšuje jeho schopnosť zadržiavať záporný náboj . V sérii zlúčenín metán - amoniak - voda sa zvyšujú kyslé vlastnosti. Pri porovnaní molekuly H2S s týmito tromi molekulami je potrebné brať do úvahy nielen elektronegativitu atómu síry, ale aj atómový polomer síry a polarizovateľnosť tohto atómu. Z hľadiska elektronegativity je síra medzi uhlíkom a dusíkom. Na základe vyššie uvedeného by sa dalo očakávať, že kyslé vlastnosti H2S budú výraznejšie ako vlastnosti metánu, ale slabšie ako vlastnosti amoniaku. Ale atóm síry medzi uvažovanými kyslými miestami má najväčší atómový polomer (ako prvok tretej periódy), čo spôsobuje dlhšiu dĺžku väzby s atómom vodíka a jeho nižšiu pevnosť. Atómový polomer, ktorý je väčší ako polomer iných kyslých centier, poskytuje väčšiu polarizovateľnosť atómu síry, tj. Schopnosť aniónu HS distribuovať elektrónovú hustotu a negatívny náboj vo väčšom objeme, čo zvyšuje stabilitu. tohto aniónu v porovnaní s vyššie uvedenými. Tieto kyseliny a ich zodpovedajúce konjugované bázy (anióny) teda môžu byť usporiadané za sebou, aby sa zlepšili kyslé vlastnosti a zvýšila stabilita aniónov:
Podobný obraz sa pozoruje pri zlúčeninách, v ktorých je stredový atóm kyseliny viazaný na rovnaký organický radikál:
Kyseliny CH vykazujú najslabšie kyslé vlastnosti, aj keď sa alkány, alkény a alkíny mierne líšia v kyslosti.
Zvýšenie kyslosti v tejto sérii je spôsobené zvýšením elektronegativity atómu uhlíka pri prechode z hybridizácie sp3 na sp.
Vplyv substituentov spojených s kyslým miestom
Substituenty priťahujúce elektróny zvyšujú kyslosť spojenia. Posunom elektrónovej hustoty k sebe prispievajú k zvýšeniu polarity a zníženiu väzbovej sily stredného atómu kyseliny s atómom vodíka a uľahčujú elimináciu protónu. Posun hustoty elektrónov k substituentu priťahujúcim elektróny vedie k väčšej delokalizácii negatívneho náboja v anióne a k zvýšeniu jeho stability.
Substituenty darujúce elektrón znižujú kyslosť zlúčenín pretože posúvajú elektrónovú hustotu smerom od seba, čo vedie k lokalizácii záporného náboja na atóme centra kyseliny v anióne a k zníženiu jeho stability, zvýšeniu jeho energie, čo komplikuje jeho vznik.
Vplyv elektronickej štruktúry aniónov
Stupeň delokalizácie záporného náboja v anióne a jeho stabilita sú silne ovplyvnené prítomnosťou konjugovaného systému a prejavom mezomérneho účinku. Delokalizácia negatívneho náboja pozdĺž konjugačného systému vedie k stabilizácii aniónu, t. J. K zlepšeniu kyslých vlastností molekúl.
Molekuly karboxylových kyselín a fenolu tvoria stabilnejšie anióny a vykazujú silnejšie kyslé vlastnosti ako alifatické alkoholy a tioly, v ktorých sa mezomérny účinok neprejavuje.
Rozpúšťadlový efekt
Vplyv rozpúšťadla na prejav kyslých vlastností zlúčeniny môže byť značný. Napríklad kyselina chlorovodíková, ktorá je vo vodnom roztoku silnou kyselinou, prakticky nevykazuje kyslé vlastnosti v roztoku benzénu. Voda ako účinné ionizačné rozpúšťadlo solvátuje výsledné ióny a tým ich stabilizuje. Molekuly benzénu, keďže sú nepolárne, nemôžu spôsobiť významnú ionizáciu molekúl chlorovodíka a nemôžu stabilizovať výsledné ióny v dôsledku solvatácie.
V protolytickej teórii kyselín a zásad sa rozlišujú dva typy zásad - p-bázy a n-bázy (óniové bázy).
p-základy Sú to zlúčeniny, ktoré poskytujú pár elektrónov p-väzby na vytvorenie väzby s protónom. Patria sem alkény, diény, aromatické zlúčeniny. Sú to veľmi slabé bázy, pretože pár elektrónov nie je voľný, ale vytvára p-väzbu, to znamená, že patrí k obom atómom. Pre vzdelanie s-viazaný s protónom, najskôr musíte rozbiť p-väzbu, ktorá vyžaduje energiu.
n-bázy (óniové bázy) - sú to molekuly alebo ióny, ktoré poskytujú osamelý pár p-elektrónov na vytvorenie väzby s protónom. Podľa charakteru hlavného centra existujú: amónne bázy, oxóniové bázy a sulfóniové bázy.
Amónne bázy -sú to zlúčeniny, v ktorých je centrom bazicity atóm dusíka s voľným párom p-elektrónov (amíny, amidy, nitrily, heterocykly obsahujúce dusík, imíny atď.)
Oxóniové bázy- Ide o zlúčeniny, v ktorých je centrom zásaditosti atóm kyslíka s voľným párom p-elektrónov (alkoholy, étery a estery, aldehydy, ketóny, karboxylové kyseliny atď.)
Sulfóniové bázy -sú to zlúčeniny, v ktorých je centrom bazicity atóm síry s voľným párom p-elektrónov (tioalkoholy, tioétery atď.).
Pevnosť základu B vo vode možno odhadnúť pri zohľadnení rovnováhy:
Konštanta zásaditosti K B, ako aj konštanta kyslosti K a, sú pre pohodlie vyjadrené hodnotou pK B, ktorá sa číselne rovná zápornému desatinnému logaritmu konštanty zásaditosti. Čím väčšia je konštanta zásaditosti K B a čím menšia je pK B, tým silnejšia je báza.
Na kvantifikáciu sily zásad sa tiež používa index kyslosti pKa konjugovanej kyseliny BH +, označený ako pK BH +:
Čím nižšia je hodnota K BH + a čím vyššia je hodnota pK BH +, tým silnejšia je báza... Hodnoty pK B vo vode možno previesť na pK BH + , s použitím pomeru: pK B + pK BH + \u003d 14.
Sila báz závisí od: 1) povahy atómu hlavného stredu - elektronegativity a polarizovateľnosti (na polomere atómu); 2) z elektronických účinkov náhrad spojených s hlavným centrom; 3) z vplyvu rozpúšťadla.
Vplyv povahy atómu hlavného centra
So zvyšovaním elektronegativity atómu hlavného centra klesá sila báz, pretože čím je elektronegativita vyššia, tým silnejší si atóm zachováva svoj voľný pár elektrónov, a preto je pre neho ťažšie vytvoriť väzbu. s protónom. Na základe toho sú oxóniové bázy slabšie ako amónne bázy, ktoré obsahujú rovnaké substituenty v hlavnom strede:
Sulfóniové bázy obsahujúce rovnaké substituenty v hlavnom strede vykazujú ešte slabšie základné vlastnosti. Atóm síry, aj keď je menej elektronegatívny ako atómy kyslíka a dusíka, má väčší polomer atómu a vyznačuje sa väčšou polarizovateľnosťou, takže je ťažšie zabezpečiť, aby sa vonkajšia vrstva izolovaného páru elektrónov viazala s protónom.
Vplyv poslancov spojených s hlavným centrom
Substituenty darujúce elektrón, posúvajúce elektrónovú hustotu k atómu hlavného stredu, uľahčujú pridanie protónu, a tým zlepšujú jeho základné vlastnosti. Substituenty akceptorov elektrónov, ktoré posúvajú elektrónovú hustotu k sebe, ju znižujú v hlavnom strede, čo sťažuje pripojenie protónu a oslabenie základných vlastností:
Rozpúšťadlový efekt:
Pretože zvýšenie pevnosti bázy je spojené so zvýšením schopnosti pripojiť protón, a teda so zvýšením čiastočného záporného náboja v hlavnom strede, zvýšenie zásaditosti v sérii amónnych báz NH 3< RNH 2 < R 2 NH < R 3 N в результате усиления индуктивного эффекта при последовательном увеличении числа алкильных групп. В действительности, однако, ряд аминов имеет следующие значения рК ВН + :
Ako sa dalo očakávať, zavedenie alkylovej skupiny do molekuly amoniaku významne zvyšuje zásaditosť zlúčenín a etylová skupina má o niečo väčší účinok ako metylová skupina. Zavedenie druhej alkylovej skupiny vedie k ďalšiemu zvýšeniu zásaditosti, ale účinok jej zavedenia je oveľa slabší. Zavedenie tretej alkylovej skupiny vedie k znateľnému zníženiu zásaditosti. Tento obrázok sa vysvetľuje skutočnosťou, že zásaditosť amínu vo vode je daná nielen veľkosťou záporného náboja vznikajúceho na atóme dusíka, ale aj schopnosťou katiónu tvoriť po pridaní protónu k solvatácii a , následne jeho stabilizáciu. Čím viac atómov vodíka je spojených s atómom dusíka, tým silnejší je prejav solvatácie v dôsledku výskytu intermolekulárnych vodíkových väzieb a katión je stabilnejší. V danej sérii zlúčenín sa zásaditosť zvyšuje, ale stabilizácia katiónu v dôsledku hydratácie rovnakým smerom klesá a znižuje sa prejav zásaditosti. Takáto zmena nie je pozorovaná, ak sa merania zásaditosti uskutočňujú v rozpúšťadlách, v ktorých nie sú vodíkové väzby: zásaditosť butylamínov v chlórbenzéne sa zvyšuje v sérii: С4Н9 NH2< (С 4 Н 9) 2 NH < (С 4 Н 9) 3 N.
Prednáška číslo 5
Konkurenčné reakcie nukleofilnej substitúcie a eliminácie na nasýtenom atóme uhlíka
Pri reakciách nukleofilnej substitúcie pôsobia ako substráty alkoholy, tioly, amíny, halogénové deriváty, t.j. zlúčeniny, ktorých molekuly obsahujú sp 3 -hybridizované atómy uhlíka spojené kovalentnou polárnou väzbou s elektronegatívnejším atómom funkčnej skupiny. Anióny a neutrálne molekuly s atómom s jedným alebo viacerými elektrónovými pármi pôsobia pri týchto reakciách ako nukleofilné častice.
V magickom svete chémie je možná akákoľvek transformácia. Napríklad z niekoľkých nebezpečných látok môžete získať bezpečnú látku, ktorá sa často používa v každodennom živote. Takáto interakcia prvkov, v dôsledku ktorej sa získa homogénny systém, v ktorom sa všetky látky, ktoré vstupujú do reakcie, rozpadnú na molekuly, atómy a ióny, sa nazýva rozpustnosť. Aby ste pochopili mechanizmus interakcie látok, mali by ste venovať pozornosť tabuľka rozpustnosti.
V kontakte s
Spolužiaci
Tabuľka ukazujúca stupeň rozpustnosti je jednou z pomôcok pre štúdium chémie. Tí, ktorí rozumejú vede, si nemôžu vždy spomenúť, ako sa niektoré látky rozpúšťajú, takže by ste mali mať vždy po ruke stôl.
Pomáha pri riešení chemických rovníc, pri ktorých sú zapojené iónové reakcie. Ak je výsledkom výroba nerozpustnej látky, potom je reakcia možná. Existuje niekoľko možností:
- Látka je vysoko rozpustná;
- Mierne rozpustný;
- Prakticky nerozpustný;
- Nerozpustný;
- Hydratuje a pri kontakte s vodou neexistuje;
- Neexistuje.
Elektrolyty
Jedná sa o roztoky alebo zliatiny, ktoré vedú elektrický prúd. Ich elektrická vodivosť sa vysvetľuje pohyblivosťou iónov. Elektrolyty možno rozdeliť na 2 skupiny:
- Silný. Rozpustite úplne, bez ohľadu na stupeň koncentrácie roztoku.
- Slabé. Disociácia prebieha čiastočne, závisí od koncentrácie. Znižuje sa s vysokou koncentráciou.
Počas rozpúšťania sa elektrolyty disociujú na ióny s rôznymi nábojmi: pozitívnym aj negatívnym. Pri vystavení prúdu sú kladné ióny smerované ku katóde, zatiaľ čo záporné ióny smerujú k anóde. Katóda je pozitívna, anóda je negatívna. V dôsledku toho dochádza k pohybu iónov.
Súčasne s disociáciou prebieha opačný proces - kombinácia iónov do molekúl. Kyseliny sú elektrolyty, ktorých rozpadom sa vytvára katión - vodíkový ión. Bázy - anióny - sú hydroxidové ióny. Zásady sú zásady, ktoré sa rozpúšťajú vo vode. Elektrolyty, ktoré sú schopné tvoriť katióny aj anióny, sa nazývajú amfotérne.
Jonáš
Toto je taká častica, v ktorej je viac protónov alebo elektrónov, bude sa nazývať anión alebo katión, podľa toho, čo je viac: protóny alebo elektróny. Ako nezávislé častice sa nachádzajú v mnohých stavoch agregácie: plyny, kvapaliny, kryštály a plazma. Koncept a meno predstavil Michael Faraday v roku 1834. Študoval vplyv elektriny na roztoky kyselín, zásad a solí.
Jednoduché ióny nesú jadro a elektróny. Jadro tvorí takmer celú atómovú hmotnosť a pozostáva z protónov a neutrónov. Počet protónov sa zhoduje s poradovým číslom atómu v periodickej tabuľke a nábojom jadra. Ión nemá žiadne presné hranice kvôli vlnovému pohybu elektrónov, takže je nemožné zmerať ich veľkosť.
Oddelenie elektrónu od atómu si vyžaduje zase výdaj energie. Nazýva sa to ionizačná energia. Keď je pripojený elektrón, energia sa uvoľní.
Katióny
Sú to častice, ktoré nesú kladný náboj. Môžu mať rôzne hodnoty náboja, napríklad: Ca2 + je dvakrát nabitý katión, Na + je jednotlivo nabitý katión. Migrujú na negatívnu katódu v elektrickom poli.
Anióny
Toto sú prvky, ktoré majú záporný náboj. A tiež má iný počet nábojov, napríklad CL- - ión s jedným nábojom, SO42- - dvakrát nabitý ión. Takéto prvky sú súčasťou látok s iónovou kryštálovou mriežkou, v kuchynskej soli a mnohých organických zlúčeninách.
- Sodík... Alkalický kov. Po darovaní jedného elektrónu umiestneného na úrovni vonkajšej energie sa atóm zmení na pozitívny katión.
- Chlór... Atóm tohto prvku vezme jeden elektrón na poslednú energetickú hladinu, zmení sa na negatívny chloridový anión.
- Soľ... Atóm sodíka daruje elektrón chlóru, v dôsledku čoho je katión sodíka obklopený šiestimi aniónmi chlóru v kryštálovej mriežke a naopak. Výsledkom tejto reakcie je katión sodíka a anión chlóru. Chlorid sodný vzniká zo vzájomnej príťažlivosti. Vytvorí sa medzi nimi silná iónová väzba. Soli sú kryštalické zlúčeniny s iónovými väzbami.
- Kyslý zvyšok... Je to záporne nabitý ión, ktorý sa nachádza v komplexnej anorganickej zlúčenine. Nachádza sa v kyslom a soľnom vzorci, zvyčajne po katióne. Takmer všetky tieto zvyšky majú svoju vlastnú kyselinu, napríklad SO4 - z kyseliny sírovej. Kyseliny niektorých zvyškov neexistujú a sú písané formálne, ale tvoria soli: fosfitový ión.
Chémia je veda, kde je možné vytvoriť takmer akýkoľvek zázrak.
Rozklad molekúl elektrolytu na ióny pôsobením polárnych molekúl rozpúšťadla sa nazýva elektrolytický disociácia... Látky, ktorých vodné roztoky alebo taveniny vedú elektrický prúd, sa nazývajú elektrolyty.
Patria sem voda, kyseliny, zásady a soli. Po rozpustení vo vode sa molekuly elektrolytu disociujú na pozitívne ióny - katióny a negatívne - anióny... Proces elektrolytickej disociácie je spôsobený interakciou látok s vodou alebo iným rozpúšťadlom, ktorá vedie k tvorbe hydratovaných iónov.
Vodíkový ión teda vytvára hydróniový ión:
H + + H2O "H3O +.
Pre jednoduchosť je hydróniový ión napísaný bez uvedenia molekúl vody, to znamená H +.
NaCl + nH2O ® Na + (H2O) x + Cl– (H2O) n-x,
alebo je záznam prijatý: NaCl «Na + + Cl–.
Disociácia kyselín, zásad, solí
Kyseliny nazývajú sa elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú ako katióny iba vodíkové katióny. Napríklad
HNO3 «H + + NO3–
Kyseliny polybázové disociujú v krokoch. Napríklad kyselina sírovodíková sa disociuje v krokoch:
H2S «H + + HS– (prvý stupeň)
HS– „H + + S2– (druhý stupeň)
Disociácia viacsýtnych kyselín prebieha hlavne v prvom stupni. To je spôsobené skutočnosťou, že energia, ktorá sa musí vynaložiť na separáciu iónu od neutrálnej molekuly, je minimálna a počas disociácie v každom ďalšom kroku sa zvyšuje.
Dôvody nazývané elektrolyty, disociujúce v roztoku, ktoré ako anióny tvoria iba hydroxidové ióny. Napríklad
NaOH ® Na + + OH–
Multi-kyslé zásady sa disociujú v krokoch
Mg (OH) 2 «MgOH + + OH– (prvý stupeň)
MgOH + «Mg2 + + OH– (druhý stupeň)
Postupná disociácia kyselín a zásad vysvetľuje tvorbu kyslých a zásaditých solí.
Existujú elektrolyty, ktoré disociujú ako zásadité, tak aj kyslé. Volajú sa amfotérny.
H + + RO– „ROH“ R + + OH–
Amfotericita sa vysvetľuje malým rozdielom v sile väzieb R - H a O - H.
Amfoterné elektrolyty zahŕňajú vodu, hydroxidy zinku, hliníka, chrómu (III), cínu (II, IV), olova (II, IV) atď.
Disociáciu amfoterného hydroxidu, ako je Sn (OH) 2, možno vyjadriť rovnicou:
2H + + SnO22– „Sn (OH) 2“ Sn2 + + 2OH–
2H2O ¯ základné vlastnosti
2H + + 2–
kyslé vlastnosti
Soli nazývané elektrolyty, ktoré pri disociácii tvoria katióny kovov alebo komplexné katióny a anióny kyslých zvyškov alebo komplexné anióny.
Stredné soli, rozpustné vo vode, sa takmer úplne disociujú
Al2 (SO4) 3 «2Al3 + + 2SO42–
(NH4) 2CO3 «2NH4 + + CO32–
Kyselinové soli sa disociujú v krokoch, napríklad:
NaHCO3 «Na + + HCO3– (prvý stupeň)
Anióny kyslých solí sa ďalej mierne disociujú:
HCO3– „H + + CO32– (druhý stupeň)
Disociáciu bázickej soli možno vyjadriť rovnicou
CuOHCl «CuOH + + Cl– (prvý stupeň)
CuOH + «Cu + 2 + OH– (druhý stupeň)
Katióny bázických solí v druhom stupni sa disociujú v nepatrnej miere.
Podvojné soli sú elektrolyty, ktoré keď sa oddelia, tvoria dva typy kovových katiónov. napríklad
Kal (SO4) 2 «K + + Al3 + + 2SO42–.
Komplexné soli sú elektrolyty, ktorých disociácia vytvára dva typy iónov: jednoduchý a komplexný. Napríklad:
Na2 «2Na + + 2–
Kvantitatívna charakteristika elektrolytickej disociácie je stupeň disociáciea, rovné pomeru počtu molekúl rozpadnutých na ióny (n) k celkovému počtu rozpustených molekúl (N)
Stupeň disociácie sa vyjadruje v zlomkoch jednotky alebo percenta.
Podľa stupňa disociácie sa všetky elektrolyty delia na silné (a\u003e 30%), slabé (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).
Silné elektrolyty po rozpustení vo vode sa úplne disociujú na ióny. Tie obsahujú:
|
HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4 |
|
|
Nadácie |
NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2 |
|
rozpustný vo vode (príloha, tabuľka 2) |
