I Определение оксидов, кислот, оснований, солей.

Методические
рекомендации для учащихся первого курса
по теме: «Основные классы неорганических
соединений»

1. ОКСИДЫ
– сложные вещества, состоящие из двух
элементов, одним из которых является
кислород в степени окисления -2.
Элементом
может быть как металл, так и неметалл.

2. КИСЛОТЫ
– сложные вещества, состоящие из атомов
водорода, способных
замещаться атомами металла,
и кислотных остатков. Водород в формулах
кислот всегда пишется на первом месте.

Кислоты – это
гидроксиды неметаллов.

3. ОСНОВАНИЯ
– сложные вещества, состоящие из атомов
металла и одной или нескольких
гидроксогрупп ОН.

Основания – это
гидроксиды металлов.

4. СОЛИ
– сложные вещества, состоящие из атомов
металла и кислотных остатков.

II Классификация оксидов

Все оксиды делят
на две группы: солеобразующие
и несолеобразующие.

Несолеобразующие
– это оксиды, которые не образуют солей
ни с кислотами, ни

с основаниями. К
ним относятся оксиды: CO,
NO,
N₂O,
SiO.
Все эти оксиды –

оксиды неметаллов.

Солеобразующие
оксиды –
это оксиды, которые образуют соли
либо с кислота-

ми,
либо с основаниями.

Солеобразующие
оксиды делят
на три группы: кислотные,
основные и амфо-

терные.

КИСЛОТНЫЕ
ОКСИДЫ – это
оксиды, которым соответствуют кислоты.
К

ним относятся все
оксиды неметаллов
(за исключением несолеобразующих) и

оксиды металлов
с валентностью 4 и больше.

Например:
SO₃
– H₂SO₄
SO₂
– H₂SO₃
CO₂
– H₂CO₃

SiO₂
– H₂SiO₃

P₂O₅
– H₃PO₄
и
HPO₃
N₂O₅
– HNO₃
CrO₃
– H₂CrO₄
SeO₂
– H₂SeO₃

(Оксиды S,
C,
Si,
P,
N
– это оксиды неметаллов, а оксиды Cr
(VI)
и Se
(IV)
– это

оксиды металлов.
Однако и те и другие – это кислотные
оксиды).

Таким образом,
надо иметь в виду, что оксиды неметаллов
– это всегда кислотные

оксиды, а оксиды
металлов могут быть как основными, так
и кислотными.

ОБРАТИТЕ ВНИМАНИЕ!
Валентность (и степень окисления)
элемента в оксиде

и кислоте должны
быть ОДИНАКОВЫМИ.

Формулу кислоты
легко записать по формуле оксида Для
этого надо мысленно

(или на черновике)
прибавить
воду Н₂О
к оксиду и
(если в этом есть необходи-

мость) сократить.

Например:
формула оксида N₂O₃.
Прибавляем к N₂O₃
воду Н₂О.Получаем
–

Н₂
N₂O₄;
сокращаем на 2 – получаем НNO₂.

Второй пример:
формула оксида V₂O₅.
Прибавляем к V₂O₅
воду Н₂О.

Получаем — Н₂
V₂O₆;
сокращаем на 2 – получаем НVO₃.

Третий пример:
формула оксида Cl₂O₇.
Прибавляем к Cl₂O₇
воду Н₂О.

Получаем — Н₂
Cl₂O₈;
сокращаем на 2 – получаем НClO₄.

Четвертый пример:
формула оксида МоO₃.
Прибавляем к МоO₃
воду Н₂О.

Получаем — Н₂
МоO₄;
естественно, сокращать в этом случае
просто нечего.

ОСНОВНЫЕ
ОКСИДЫ – это
оксиды, которым соответствуют основания.
К

ним относятся
только оксиды
металлов
(за исключением тех, которые относятся

к кислотным, то-есть
с валентностью металла 4 и больше.

НАПРИМЕР: К₂О
– КОН Na₂O
– NaOH
BaO
– Ba(OH)₂

FeO –
Fe(OH)₂
Fe₂O₃
– Fe(OH)₃
CrO – Cr(OH)₂
Ag₂O
– AgOH

ПОМНИТЕ!
Валентность гидроксогруппы
ОН равна 1.
Валентность металла

может быть не
только постоянной, но и переменной.

АМФОТЕРНЫЕ
ОКСИДЫ – это
оксиды, которые проявляют свойства как

основных, так и
кислотных оксидов. К ним относятся
только
некоторые оксиды

металлов –
Al₂O₃,
ZnO,
BeO,
Cr₂O₃
(эти оксиды надо запомнить) и ряд других.

Если амфотерный
оксид реагирует с кислотой, то он
реагирует как обычный

основный оксид.
Если же амфотерный оксид реагирует со
щелочью, то в этом

случае он реагирует
как кислотный оксид и ему соответствует
кислота, формулу

которой находим
так же, как и с любым кислотным оксидом,
то-есть прибавляя

Н₂О.

НАПРИМЕР:
Al₂O₃
– Н₂Al₂O₄;
сокращаем на 2, получаем НАlО₂.
Если же Al₂O₃

реагирует с
кислотой, то, естественно, ему соответствует
гидроксид Аl(ОН)₃.

Химия

ОСНОВАНИЯ

Оглавление:

1. Определение

2. Классификация

3. Электролитическая
диссоциация

4. Получение

5. Важнейшие химические
свойства

6. Задания

7. Ответы

КЛАССИФИКАЦИЯ

1. По растворимости в воде различают
растворимые основания (щёлочи) и нерастворимые основания.

2. По числу гидроксид-анионов различают
однокислотные, двухкислотные и трёхкислотные основания.

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Растворимые основания при растворении в воде
диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-анионы.
NaOH → Na⁺ +
OH^—
KOH → K⁺ + OH^—
Ba(OH)₂ → Ba²⁺
+ 2OH^—

ПОЛУЧЕНИЕ

Соль + щёлочь = основание + другая соль
CuSO₄  + 2NaOH = Cu(OH)₂ +
Na₂SO₄
K₂CO₃
+ Ba(OH)₂ = 2КОН+BaCO₃

Получение щелочей:
1. Активный металл + вода = щёлочь + водород

2Na+2H₂O
= 2NaOH + H₂↑
2. Основный оксид + вода = щёлочь
Li₂O + H₂O
= 2LiOH

ВАЖНЕЙШИЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

1. Реакция нейтрализации:  основание +
кислота = соль + вода
NaOH +
HCl = NaCl + H₂O
2. Щёлочь + соль = основание + другая соль
2NaOH + CuSO₄  = Cu(OH)₂ +
Na₂SO₄
3. Щёлочь + кислотный оксид = соль + вода

2NaOH +
SO₃ = Na₂SO₄
+ H₂O
4. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании:
основание = оксид металла + вода
Cu(OH)₂
= CuO + H₂O
5. Растворы щелочей (благодаря диссоциации на ионы) изменяют
окраску индикаторов:

Лакмус:  синий→розовый

Фенолфталеин: бесцветный→малиновый

ЗАДАНИЯ

Задание 1. Из приведённого перечня выберите
основания, назовите их, определите тип.
1) NaOH 2)
Li₂O 3) Ba(OH)₂ 4)
CuSO₄ 5) P₂O₅ 6) Al(OH)₃ 
7) HCl 8) C₂H₅OH

Задание 2. С какими из перечисленных веществ
может реагировать а) NaOH б)
Cu(OH)₂ 

1)Na₂O 2)SO₃  3)H₂O 
4)NaOH 5)H₂SO₄  6)Na₂SO₄ 
7) HCl  8) AlCl₃

ОТВЕТЫ.

Наверх

«Оксиды. Кислоты. Соли. Основания» 8 класс

Обобщающий урок по теме:
«Оксиды. Кислоты. Соли. Основания»

8 класс

Урок обобщения и систематизации знаний и умений

Повышение теоретического уровня курса химии предполагает принципиально иной подход к построению и методике проведения большинства уроков. В особенности это относится к обобщающим урокам повторения, которыми заканчивается изучение темы, раздела, курса (неорганической и органической химии) и всего предмета в целом. На этих уроках систематизируются знания, устанавливаются взаимосвязи понятий, сравниваются изучаемые факты и явления на межпредметной основе. Это дает учащимся возможность видеть место фактов в общей системе знаний, объяснять их с позиций фундаментальных теорий и законов химии.

Повторение и обобщение в обучении химии решает следующие задачи: обеспечивает прочное и глубокое усвоение знаний, умений и навыков, приводит в систему факты и явления, углубляет содержание изученных понятий, помогает установить более высокий уровень связи между фактами, понятиями и явлениями, формирует умения и навыки самостоятельной работы, способствует умственному развитию учащихся.

Особенность уроков повторения, на которых осуществляется систематизация и обобщение, заключается в тщательной предварительной подготовке. Главные моменты, на которые следует обратить внимание, следующие:

1) определение цели и задач урока в целом;

2) выбор структуры урока и определение последовательности его этапов, соответствующих конкретному материалу;

3) отбор содержания, методов и приемов повторения;

4) определение форм работы с учениками – общеклассная, групповая или индивидуальная;

5) использование химического эксперимента и технических средств обучения;

6) определение содержания и объема домашних заданий;

7) выбор форм контроля и учета знаний.

Методика проведения уроков должна быть направлена не только на выяснение состояния знаний, умений и навыков учащихся и их общего развития, но и на достижение более высокого уровня систематизации и обобщения всего изученного материала.

Возможны следующие методические подходы. В начале урока преподаватель кратко знакомит с его задачами. Затем по порядку обсуждаются вопросы, которые были заданы на дом для повторения, вызывают учащихся, желающих отвечать на них. В исправлении ошибок и дополнении ответов участвуют все школьники. После рассмотрения каждого вопроса преподаватель делает краткие замечания, уточняет и обобщает сказанное. Высокой активности в работе на уроке можно добиться, если отдельные вопросы заранее, за 1–2 недели, распределить для подготовки между отдельными учениками или группами, дать им план сообщений и указать соответствующую литературу. Можно объявить конкурс на лучшее сообщение и оформить стенд докладов.

В тех случаях, когда желающих отвечать не находится, вызывают хорошо подготовленных учеников. Привлечение же слабо подготовленных ребят к ответам на обобщающие вопросы приводит лишь к неоправданной трате времени и не дает возможности обсуждать намеченные вопросы с достаточной глубиной.

В конце урока преподаватель делает общие выводы по теме или разделу, разбирает ответы и выставляет за лучшие ответы отметки в журнал.

Иной методический подход к проведению обобщающих уроков заключается в том, что они начинаются с устных сообщений в сочетании с демонстрацией опытов, графических и объемных наглядных пособий. Далее проводится коллективное обсуждение материала с целью получения выводов обобщающего характера. Затем выполняются задания, требующие применения имеющихся знаний.

Обобщающие уроки должны помочь в активном усвоении и закреплении изученного материала, выработать практические навыки, вооружить умением правильно выражать свои мысли и применять теоретические знания на практике.

Хочу остановиться на одном уроке обобщения по теме «Важнейшие классы неорганических соединений: оксиды, кислоты, основания, соли», проведенном мною в 8-м классе.

Чтобы химия восьмого класса вызывала большой интерес у учащихся, тщательно готовлюсь к каждому уроку, перед изучением нового раздела задаю учащимся опережающие задания. Назначаю индивидуальные, групповые консультации, даю инструктаж, советую выбрать дополнительную литературу.

Наша школа в республике является экспериментальной площадкой «Школа полного дня»: ученики присутствуют в школе с 8.00 до 17.00 ч. Находясь столько времени в школе, любой здоровый человек почувствует усталость, поэтому администрацией школы перед педагогами была поставлена задача разнообразить формы обучения. Экспериментально доказано, что применение разнообразных форм работы поддерживает активность, внимание и снижает утомляемость.

Предлагаемый вашему вниманию урок был показан на семинарах директоров и заведующих школ города во вторую смену и был оценен на «отлично». Он прошел живо, интересно и, как выразился один из директоров при анализе урока, после такого урока «у меня даже перестала болеть голова». Из 30 учеников 8-го класса 18 человек справились на «5», 7 – на «4», 5 – на «3». Урок понравился и ученикам. Вот мнения некоторых учащихся. Козлов В.: «…Урок мне очень понравился. Мне вообще нравятся уроки химии. Нравятся опыты, которые нам часто показывают здесь. Особенно интересны такие уроки, где мы проводим опыты сами, как, например, сегодня». Иванова О.: «…Мне нравится, когда мы сами сочиняем стихи, пишем сказки, составляем кроссворды, путешествуем по лабиринтам, ну, конечно же опыты. Галина Павловна просто и хорошо объясняет темы».

Пробудить интерес к предмету – одна из важнейших задач каждого учителя.

Знания учащихся часто оказываются разрозненными, обедненными, если не сделать необходимых обобщений в конце изучения темы, не подвести итог развитию понятий, не переосмыслить ранее пройденное.

Я думаю, в условиях нашей школы надо больше использовать подобные уроки с элементами занимательности, не утомляющие ученика, развивающие его творческие способности.

Девиз урока. «Повторение – мать учения». (Русская народная пословица.)

Цели урока. Обучающая. Повторение, углубление и обобщение сведений об основных классах неорганических соединений: построение названий соединений, классификация, способы получения, химические свойства, генетическая связь между основными классами неорганических соединений.

Развивающая. Развитие «химического» мышления, умения использовать терминологию, ставить и разрешать проблемы, анализировать, сравнивать, обобщать и систематизировать информацию.

Воспитывающая. Формирование интереса к учению, стремления добиваться успеха в учебе за счет добросовестного отношения к своему труду, создание положительной психологической атмосферы, воспитание чувства взаимного уважения между ребятами для максимального раскрытия их способностей на уроке.

Форма урока. Беседа с элементами исследовательской и самостоятельной работы учеников, работа у доски, индивидуальная, групповая работа, выполнение лабораторных опытов.

При подготовке данного урока был заранее роздан дополнительный материал, подготовленный учителем: «Суд над кислотой» (см. приложение), сценка «Кто я?».

Оборудование и реактивы. Н а с т о л а х у ч е н и к о в: опорные схемы (оксиды, кислоты, основания), дидактическая игра «Лабиринт “Соли”», дидактические карточки с заданиями, вращающиеся круги, пробирки с реактивами: оксид кальция, вода, фенолфталеин, метилоранж, пронумерованные пробирки (1, 2, 3 – вода, кислота, основание).

Н а д е м о н с т р а ц и о н н о м с т о л е: гидроксид натрия, сульфат меди(II), кислота, индикаторы, карбонат и оксид кальция, оксид меди, натрий металлический, вода.

ХОД УРОКА

1. Организационный момент, вступительное слово учителя о целях урока

Учитель.

Химия – такая есть наука,

Учить ее по книжкам – скука:

Формулы, законы, элементы,

Уравнения… И прочие моменты.

Из нее, однако, можем мы узнать,

Что и как, и надо ли взрывать,

Что нельзя нам с вами есть и пить,

Чтоб потом себя не хоронить,

Из чего все вещи, что вокруг…

Они возникают просто вдруг!

Чтобы это знать и более,

Учат химию в нашей школе.

Итак, ребята, на предыдущих уроках химии мы подробно разбирали состав и свойства неорганических соединений различных классов.

На доске записана тема:

«Важнейшие классы неорганических соединений»

Учитель. Целью сегодняшнего урока является повторение и обобщение знаний по этой теме в занимательной форме.

Ребята, если вы обратили внимание на доску, то, наверное, заметили, что от названия темы вниз идут четыре стрелки. Пустые места под стрелками мы будем заполнять по мере отгадывания загадок.

• «Их получают путем горения

Или сложных веществ разложения.

В них два элемента, один – кислород.

Я отнесу к ним и известь, и лед».

Какие это вещества?

(О т в е т. Оксиды.)

• «Они имеют кислый вкус.

В них изменяет цвет лакмус.

А если активный металл попадет,

Получим мы соль и еще водород».

(О т в е т. Кислоты.)

• «В каких веществах у фенолфталеина

Бывает не жизнь, а сплошная малина?»

(О т в е т. Щелочи.)

• «Хлориды и нитраты,

Сульфаты, карбонаты

Я без труда и боли

Объединю в класс…»

(О т в е т. Соли.)

2. Повторение свойств оксидов

Учитель. Ребята, к нам в гости напрашивается одно вещество. Вы должны отгадать, кто это?

Сценка «Кто я?»

Я у древних химиков самым главным веществом считалась. «Начало всех начал», – говорил греческий ученый Фалес, живший в VI в. до н.э. и утверждавший, что окружающий мир возник из меня – «первичной материи». Я в древности считалась матерью жизни и смерти. Мне поклонялись, а по преданиям древней Руси во мне жили русалки и водяные.

Я у древних народов Азии в прошлом служила причиной войн и борьбы.

Я являюсь вечным двигателем, который не ломается, не ржавеет, не горит, не гниет и никем не уничтожается.

Кто я?

(О т в е т. Вода.)

Учитель. К какому классу веществ относится вода?

Какие вещества называются оксидами?

Приведите классификацию оксидов.

Несколько учеников приглашаются к доске.

Учитель. Ваши знания об оксидах мы проверим экспериментально. Заглядывая в опорную схему (схема 1), вам надо доказать, что СuО и СаО – основные оксиды, а СО2 – кислотный оксид. Но перед тем как выполнять эту работу, мы проведем экзамен по технике безопасности. На чью голову я буду надевать переходящую корону ТБ, тот будет задавать вопросы.

Схема 1

Оксиды

1) Как надо обращаться с химическими веществами при выполнении работ?

2) Что надо делать при попадании кислот и щелочей на кожу?

3) Как правильно нужно разбавлять кислоты?

4) Как правильно держать пробирку при нагревании жидкости?

Пока ученики у доски размышляют над своими экспериментами, мы с вами проведем игру «Как получить оксид?»

Самостоятельная работа

Формулы каких оксидов вы должны вписать в клеточки с вопросительными знаками? (По принципу «крест-накрест», например формулу оксида углерода(IV) пишут в нижней правой клетке, а марганца – в верхней второй клетке.)

После завершения работы – устная проверка ответов.

К а р т о ч к а № 1

К а р т о ч к а № 2

Учитель. Ну а теперь, будущие химики, расскажите о своих экспериментах.

Учащиеся у доски демонстрируют и комментируют опыты.

3. Повторение свойств оснований

Учитель. А теперь, ребята, понаблюдаем за моими действиями.

(Проводит опыт взаимодействия натрия с водой и одновременно читает стих.)

«Я очень маленького роста

И получаюсь очень просто:

Берут стакан, а в нем вода;

Теперь кладут металл сюда.

Хлопок! И взрыв! И сноп огня!

И вы получите меня.

Хоть польза от меня огромная,

Натура я довольно скромная.

Вот индикатор влей сюда,

И я краснею от стыда…»

О чем идет речь?

(О т в е т. NaOH.)

А теперь, ребята, проведем лабораторную работу. Перед вами вода, оксид кальция, фенолфталеин. Вы должны доказать, что СаО – основной оксид. Что при этом получается? О чем говорит изменение цвета фенолфталеина?

Ребята, вы посмотрели два опыта. Какой же вывод напрашивается по ним?

Ученик. Основания получаются при взаимодействии активного металла с водой и оксидов активных металлов с водой.

Учитель. Когда-то вы сочиняли стишки о разных веществах. Вспомните, пожалуйста, стишок, посвященный основанию.

Ученик.

Если в формуле заметишь –

Впереди металл стоит

И своей ОН-подвеской

Как большим хвостом вертит,

Ты не думая ответишь:

«Знаю, это – гидроксид».

Но гидроксид – начало названия,

А класс веществ – основания.

Учитель. Какие вещества называются основаниями?

Вспомните классификацию оснований (схема 2).

Схема 2

Основания и их свойства

Ребята, растворимые основания или щелочи у нас есть в лаборатории, нам их присылают. А вот нерастворимых оснований готовых нет. Мы их получаем сами, проводим опыты. Ваша задача – получить Cu(ОН)2.

Я, конечно, могу вам немного подсказать теоретически… У меня здесь спрятана запись уравнения реакции получения Cu(ОН)2.

Кто-то стер часть записи, что же делать?

… + … = Сu(ОН)2 + . ..

Восстановите запись в тетрадях. И получите практически из веществ, данных в пробирках, Сu(ОН)2.

Один ученик восстанавливает запись на доске, другой проводит опыт взаимодействия CuSO4 с NaOH на демонстрационном столе.

В это же время с классом проводится с а м о с т о я т е л ь н а я р а б о т а.

Самостоятельная работа

Из предложенного списка веществ выбрать основания и отдельно расположить щелочи и нерастворимые основания.

К а р т о ч к а № 3

NaOH, HCl, LiOH, Cu(OH)2, h3SO4, Fe(OH)3, CaO, CO2, Ca(OH)2, Al(OH)3.

К а р т о ч к а № 4

KОН, h3SO4, Ba(OH)2, Fe(OH)2, CuO, SO2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Al2O3, HNO3.

Ученики вместе с учителем проверяют правильность выполнения работы.

4. Повторение свойств кислот

Учитель. Ребята, немного прервемся и послушаем в вашем исполнении стихотворную пьесу «Суд над кислотой» (см. приложение).

Ученики декламируют заранее подготовленную мини-пьесу.

Учитель. Дайте определение кислотам. Как классифицируются кислоты? (Схема 3; таблица)

Схема 3

Свойства кислот

Проведем небольшую исследовательскую работу. Перед вами три пронумерованные пробирки. Вам надо определить, в какой пробирке находится кислота. (Набор реактивов NaOH, h3SO4, Н2О, метилоранж.)

А теперь проведем конкурс «Вращающиеся круги». Вы должны совместить эти диски (рис. 1) таким образом, чтобы формулы кислот в окошках соответствовали названиям их солей.

Рис. 1. «Вращающиеся круги». Круг «а» соединен с кругом «б» так, чтобы, вращая их, можно было увидеть в окошках формулы кислот

Учитель. Если в кислоте атом водорода я заменю на атом металла, то что я получу? Напишите формулы веществ, которые получаются при взаимодействии натрия и кальция со всеми кислотами из таблицы (см. таблицу).

Таблица

Состав кислот. Соли

(Учащиеся пишут формулы солей, затем все вместе их проверяют.)

Мы получили с вами соли.

5. Повторение свойств солей

Учитель. Дайте определение солям. Как классифицируются соли?

А теперь пять человек отправляются в путешествие в царство Солей (схема 4 «Лабиринт»). Если формула вещества соответствует приведенному под ней названию, то вы переходите к следующему пункту по стрелке «да», если не соответствует – по стрелке «нет». Можно войти в любой «вход». Но правильный «выход» только один – «пункт Г». Остальные работают со мной. Назовите мне соль, с которой мы ежедневно сталкиваемся дома. (Ученики отвечают, что это поваренная соль.)

Схема 4

Лабиринт

Ученые подсчитали, что человек в день употребляет 12–15 г поваренной соли. Сосчитайте, сколько соли вы потребляете за месяц, за год. Сколько соли вы съели за свою жизнь (14 лет).

Ученики проводят подсчеты, проверяют вместе с учителем.

За месяц: 15 г•30 = 450 г, за год: 450 г•12 = 5,4 кг,

за 14 лет: 5,4 кг•14 = 75,6 кг.

6. Подведение итогов

Учитель. Теперь мы с вами подведем итоги. Перед вами опорная схема «Генетическая связь между основными классами неорганических соединений» (схема 5).

Схема 5

Генетическая связь между основными классами неорганических соединений

Повторяя свойства и способы получения этих веществ, мы пришли к выводу, что они между собой взаимосвязаны.

Рис. 2. Забавная рожица для ответов на вопросы теста. Верхний ряд кружков соответствует ответу «а», средний – «б», нижний – «в». Если ответы верные, то получается улыбка, как показано на рисунке

И для закрепления того, что мы с вами прошли, выполним тест. В задании по вариантам выберите правильный ответ и обведите красной ручкой или фломастером соответствующие точки на рисунке (рис. 2). А теперь эти точки соедините линией. Затем поднимите свои работы, и я увижу ваши улыбки.

Т е с т

В а р и а н т 1.

1) Из предложенного перечня выберите основной оксид:

а) Na2O; б) SO3; в) Р2О5.

2) В результате взаимодействия оксида серы(VI) с водой образуется:

а) основание; б) кислота; в) соль.

3) В растворах щелочей фенолфталеин имеет цвет:

а) бесцветный; б) синий; в) малиновый.

4) Какой металл не реагирует с соляной кислотой?

а) Натрий; б) серебро; в) цинк.

5) Вещества какой пары могут реагировать между собой?

а) NaOH + HCl; б) NaCl + Zn; в) Аu + h3SO4.

В а р и а н т 2.

1) Из предложенного перечня выберите кислотный оксид:

а) СО2; б) СаО; в) K2О.

2) В результате взаимодействия оксида натрия с водой образуется:

а) кислота; б) щелочь; в) соль.

3) В растворах щелочей лакмус имеет цвет:

а) бесцветный; б) фиолетовый; в) красный.

4) Что из перечисленного не подходит для характеристики соляной кислоты?

а) Сильная;

б) двухосновная;

в) бескислородная.

5) Вещества какой пары могут реагировать между собой?

а) Zn + НСl;

б) Fe(OH)3 + SiО2;

в) Ag + h3SO4 (разб.).

7. Домашнее задание

Учитель. Пришла телеграмма: «Пропали вещества А и В, вместо них появилось неизвестное вещество С».

Вам надо разыскать эти вещества. Итак, вы отправляетесь на поиски:

SО3 + h3O —> А;

СаО + h3O —> В;

А + В —> С.

О ходе вашего путешествия и поисков напишите или нарисуйте (в виде какой-нибудь творческой работы), а на следующем уроке мы подведем итоги ваших работ.

8. Заключение и критерии выставления итоговой оценки

Учитель. С какой трудностью вы столкнулись и как вы решили эту проблему? Что понравилось и не понравилось на уроке? Почему?

(Выслушивается мнение одного-двух учеников. Подводятся итоги.)

1) Если все задания выполнены и бо’льшая часть оценок «5» – поставьте «5»;

2) если все задания выполнены, но преобладает оценка «4» – поставьте «4»;

3) если задания сделаны на оценку «3» или «4», или есть прочерки – поставьте «3»;

4) если вы не справились с двумя и более заданиями – поставьте прочерк.

Урок заканчивается гимном:

«Мы рождены пролить все то, что льется.

Просыпать то, чего нельзя пролить.

Наш класс химическим не зря зовется,

Мы будем вечно химию любить.

Все выше, и выше, и выше!

К вершинам науки идем,

Когда мы все школу закончим,

Смелее по жизни пойдем!»

ПРИЛОЖЕНИЕ

Суд над кислотой

СУДЬЯ.

Суд мы начнем. Дело здесь непростое.

Суд мы вершим над самой Кислотою.

Скажет пусть речь Прокурор наш сначала:

Как Кислота подсудимой стала?

В чем преступленье ее заключается?

Иль в наказании она не нуждается?

ПРОКУРОР.

С жалобой многие в суд обращались,

Что при общении с ней обжигались.

Скажут еще – при ее попадании

Гибнет металл, разрушаются здания.

Мрамор, гранит украшают строения,

Их разрушает она, к сожалению.

Язву желудка она вызывает,

Если в избытке в нем пребывает.

Зубы крошатся, ожоги на коже…

На преступление это похоже.

Если вдруг дождик кислотный прольется,

Многим тогда от нее достается:

Травы пожухнут, лес высыхает,

Рыба в озерах порой исчезает.

Губит природу она без сомненья,

Очень тяжелое то преступление.

Надо сказать, что особенно скверная

Та кислота, что зовем мы все cерная.

Если уж где-то она и прольется,

То чернота лишь вокруг остается.

И, обращая слово к суду,

Требую я наказать Кислоту!

СУДЬЯ.

Итак, господа, суд продолжается,

Слово Защитнику предоставляется.

АДВОКАТ.

Я заявляю, что это шантаж!

Кого подвергала она опасности,

Тот никогда не учил инструктаж

По технике безопасности!

Чтоб с кислотой без опаски общаться,

Надо лишь знать, как с ней обращаться…

Так, например, чтобы жертвой не стать,

Надо вам знать, что к чему приливать.

Только незнайки не помнят, наверное,

Как разбавляют кислоту серную.

Если решили ее разбавлять,

В воду должны вы ее приливать.

Она тяжелее, на дно оседает,

Между молекул воды проникает,

Не будет ожогов и тяжких последствий,

Не будет причин для судов и следствий.

Если незнайка, наоборот,

На кислоту вдруг воду польет,

То, чуть коснувшись, вода закипает –

Брызги летят и в глаза попадают.

Если пролил кислоту на одежду,

Сам виноват, потому что невежда,

Свойства кислот не учил ты прежде,

И результат вот – дыра на одежде.

СУДЬЯ.

Свидетели дело сейчас прояснят,

Вызывается фармацевт-гомеопат.

ФАРМАЦЕВТ-ГОМЕОПАТ.

Я расскажу вам о пользе кислот,

Может, не знает о них наш народ.

Если ты проглотил аскорбинку,

Твой организм получил витаминку.

Знай, закрывает болезням врата

Аскорбиновая кислота!

Если простыли, болит голова,

Вас аспирин выручает сперва.

Яблоко ешь – кислый вкус красота,

В яблоке – яблочная кислота.

Яблочный уксус по ложечке пейте,

И обязательно вы похудеете.

Уксус столовый на кухне хранится –

Для консервации он пригодится.

Но и компресс из него помогает,

Быстро он жар при простуде снижает.

Фрукты и овощи, щавель, крапива

Кислоты содержат – и это не диво.

Есть в муравьях и крапиве невинная

С виду совсем кислота муравьиная.

Жжет она кожу, но есть в ней и прок –

Ваш ревматизм она вылечит в срок.

Лучше не жуйте косточки вишни

И абрикосов – это все лишнее.

Будет вам плохо – диагноз такой:

Синильной отравлены вы кислотой.

Думаю, что совсем не приукрашу,

Если хвалить буду я простоквашу,

Есть в ней молочная кислота –

Молодость ваша и красота.

Аминокислот в организме полки,

В цепях они образуют белки.

А без белков нет ни мышц и ни кожи,

Скажите, на что же мы будем похожи?!

СУДЬЯ. Директор завода – свидетель второй,

С серной давно он знаком с кислотой.

ДИРЕКТОР.

Вам известно уже, наверное,

Очень важна кислота серная.

И без нее нам, как ни крутись,

Верьте не верьте, не обойтись

При производстве красок и лаков;

Нефть очищает прекрасно от шлаков.

Аккумуляторы автомобилей

Без кислоты бы нам не послужили.

Надо нам ее не судить,

А по достоинству оценить.

СУДЬЯ. Ну а теперь подсудимой слово.

КИСЛОТА.

Я объяснить все вам готова,

Если права я, суд пусть решает,

Может, меня он все ж оправдает?

В чем виновата я? Не понимаю…

Что я умею, то выполняю.

Беды все там от меня случаются,

Где люди со мною не так обращаются.

Построили заводы разные,

Летят из труб вещества газообразные,

С водой образуют кислот целый ряд,

Ну а потом нас во всем винят.

Кто виноват в этом? Человек!

Сам сокращает прекрасный свой век!

СУДЬЯ.

Слово защитнику предоставляем,

Как поступить с кислотой – решаем!

АДВОКАТ.

Много свидетели здесь говорили,

Думаю я, что всех убедили,

Что осуждать кислоту не стоит:

Что-то разрушит, а больше построит.

Надо учесть все это суду.

Требую я оправдать кислоту!

СУДЬЯ.

Так, господа, суд прекращаем,

И кислоту мы сегодня прощаем.

Стоит совет всем хороший дать:

Свойства кислот продолжать изучать!

Л и т е р а т у р а

Лычкова Г.Е. Обобщение сведений об основных классах неорганических соединений. 8 класс. Химия (ИД «Первое сентября»), 2003, № 23; Зайковский И.И. Занимательная химия. М.: Учпедгиз, 1961; Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия. 8 класс. М.: Просвещение, 1998; Тыльдсепп А.А., Корк В.А. Мы изучаем химию. М.: Просвещение, 1988; Устяк В.В., Федотова Л.Г. Химия в схемах и тестах. Для абитуриентов и учащихся 11-х классов. Чебоксары, 2001; Хомченко Г.П. Химия: для подготовительных отделений вузов. М.: Высшая школа, 1981.

Тест Оксиды. Основания. Кислоты. Соли с ответами (8 класс) по теме химии

Сложность: знаток.Последний раз тест пройден 1 час назад.

1. Вопрос 1 из 10

   Все кислоты в своем составе имеют кислород:

   • Правильный ответ
   • Неправильный ответ
   • Вы и еще 78% ответили правильно
   • 78% ответили правильно на этот вопрос

   В вопросе ошибка?

   Следующий вопросОтветить

2. Вопрос 2 из 10

   Кислотам соответствуют следующие соединения:

   • Правильный ответ
   • Неправильный ответ
   • Вы и еще 64% ответили правильно
   • 64% ответили правильно на этот вопрос

   В вопросе ошибка?

   Ответить

3. Вопрос 3 из 10

   Кислоты образуются при взаимодействии:

   • Правильный ответ
   • Неправильный ответ
   • Вы и еще 66% ответили правильно
   • 66% ответили правильно на этот вопрос

   В вопросе ошибка?

   Ответить

4. Вопрос 4 из 10

   Оксиды состоят из кислорода и:

   • Правильный ответ
   • Неправильный ответ
   • Вы и еще 65% ответили правильно
   • 65% ответили правильно на этот вопрос

   В вопросе ошибка?

   Ответить

5. Вопрос 5 из 10

   Все оксиды могут взаимодействовать с водой

   • Правильный ответ
   • Неправильный ответ
   • Вы и еще 71% ответили правильно
   • 71% ответили правильно на этот вопрос

   В вопросе ошибка?

   Ответить

6. Вопрос 6 из 10

   Оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами называют:

   • Правильный ответ
   • Неправильный ответ
   • Вы ответили лучше 53% участников
   • 47% ответили правильно на этот вопрос

   В вопросе ошибка?

   Ответить

7. Вопрос 7 из 10

   Кислотные оксиды могут взаимодействовать с:

   • Правильный ответ
   • Неправильный ответ
   • Вы и еще 57% ответили правильно
   • 57% ответили правильно на этот вопрос

   В вопросе ошибка?

   Ответить

8. Вопрос 8 из 10

   Основания могут вступать в реакцию с:

   • Правильный ответ
   • Неправильный ответ
   • Вы и еще 61% ответили правильно
   • 61% ответили правильно на этот вопрос

   В вопросе ошибка?

   Ответить

9. Вопрос 9 из 10

   Взаимодействие основания с солью:

   • Правильный ответ
   • Неправильный ответ
   • Вы ответили лучше 52% участников
   • 48% ответили правильно на этот вопрос

   В вопросе ошибка?

   Ответить

10. Вопрос 10 из 10

    Формулы, которым соответствуют соли:

    • Правильный ответ
    • Неправильный ответ
    • Вы ответили лучше 56% участников
    • 44% ответили правильно на этот вопрос

    В вопросе ошибка?

    Ответить

Доска почёта

Чтобы попасть сюда — пройдите тест.



• Ярослав Галкин

  10/10

• Татьяна Тицкая

  10/10

• Антон Павлюковец

  10/10

• Артем Винокуров

  7/10

• Анастасия Балиевич

  10/10

• Олег Остапук

  10/10

• Алина Самойлова

  3/10

• Виктор Смирнов

  10/10

• Сергей Ефремов

  8/10

• Денис Пашков

  10/10

ТОП-5 тестовкоторые проходят вместе с этим

Тест «Оксиды. Основания кислоты. Соли» с ответами разработан для учащихся средней школы. Он поможет закрепить знания, выявить плохо усвоенный материал. Выполнение теста требует знания свойств названных химических веществ, их взаимодействия с другими веществами. Более сложные задания по теме практической направленности. Уже поданные правильные ответы позволят сразу запоминать то, что «упущено». Вопросы охватывают информацию, которая предусмотрена программой и является обязательной для изучения.

Тест «Оксиды» (8 класс) с ответами – один из самых удобных способов подготовки к уроку или проверочной работе.

Рейтинг теста

Средняя оценка: 3.5. Всего получено оценок: 2395.

А какую оценку получите вы? Чтобы узнать — пройдите тест.

Важнейшие классы неорганических соединений

☰

К важнейшим классам неорганических соединений относятся оксиды, кислоты, основания и соли.

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух видов химических элементов, одним из которых является кислород. Оксиды делятся на кислотные (в основном оксиды неметаллов) и основные (оксиды многих металлов). Кислотные оксиды реагируют с щелочами, в результате чего образуется соль. Соли также образуются в результате взаимодействия основного оксида с кислотой.

Основания — это сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп (OH). Гидроксогруппа имеет валентность I, поэтому их количество в основании определяется валентностью металла. Например, NaOH — здесь одна гидроксогруппа, так как валентность натрия I. Ca(OH)₂ — здесь валентность металла равна II, следовательно, к нему присоединяются две гидроксогруппы.

Основания, которые растворяются в воде, называются щелочами. Их можно получить при взаимодействии металла или его оксида с водой. Щелочи образуют наиболее активные металлы.

Все основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды. Эта реакция называется реакцией нейтрализации.

Кислоты — это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, которые могут замещаться на металл, и кислотных остатков. Кислотные остатки большинства кислот содержат атомы кислорода и другого какого-либо неметалла. Например, H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄, H₂CO₃. Однако есть бескислородные кислоты — HCl, H₂S, HBr.

Соли — это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Например, NaCl, CaCl₂, K₂SO₄, CuSO₄ и т. д. Соли можно рассматривать как результат замещения атомов водорода в кислоте на металл. Соли вступают в реакции обмена с другими солями, растворами кислот и щелочей. Более активный металл вытесняет из соли менее активный.

Из одних классов веществ в результате химических взаимодействий можно получать другие классы. Таким образом, говорят, что классы химических соединений генетически взаимосвязаны между собой.

Важнейшие классы неорганических веществ. Оксиды. Гидроксиды. Соли. Кислоты, основания, амфотерные вещества. Важнейшие кислоты и их соли. Генетическая связь важнейших классов неорганических веществ.

Свойства оксидов, кислот, оснований и солей в свете ТЭД и процессов окисления-восстановления

Свойства
оксидов, кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации
и процессов окисления-восстановления.

Сегодня
мы с вами повторим химические свойства оксидов, кислот, оснований и
солей.

Оксиды.

Оксиды
всегда состоят из двух элементов, один из которых – обязательно кислород.
В состав оксида может входить как металл, так и неметалл. Если в
состав оксида входит неметалл, то тогда он чаще всего является кислотным,
если в составе оксида металл с валентностью меньше четырёх, то тогда
оксид считается основным. А вот если валентность металла высокая,
то тогда этот оксид будет не основным, а кислотным.

А
амфотерные оксиды могут быть и кислотным и основным, в
зависимости от того, с чем они вступает в реакцию. Если они вступает в
реакцию  с кислотой или кислотным оксидом, то тогда проявляют
основные свойства, а если они реагирует с основными оксидами или
основаниями, то тогда проявляют кислотные свойства.

У
амфотерных, кислотных и основных оксидов много общего, ведь они являются
солеобразующими оксидами. А вот такие оксиды, как оксид углерода
(II)
– CO, оксид азота (I)
– N₂O,
оксид азота (II)
– NO и оксид кремния (II)
– SiO являются
несолеобразующими, они не взаимодействуют ни с
кислотами, ни с основаниями и не образуют солей.

Основным
оксидам соответствуют основания.  Они вступают в реакции
обмена с кислотами. При этом образуется соль и вода.   

Например,
если поместить в пробирку немного порошка оксида меди (II),
он чёрного цвета, и в эту пробирку налить раствора серной кислоты и слегка
нагреть, то постепенно проходит реакция, т.к. порошок начинает растворяться.
Чтобы убедиться в том, что в результате реакции образуется соль, несколько
капель содержимого пробирки поместим на предметное стекло и выпарим, после чего
на стекле появляются кристаллы соли.

CuO
+ H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuO
+ 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O

Кроме
этого, они вступают в реакции соединения с кислотными оксидами,
при этом образуются соли.

Например, при
взаимодействии оксида натрия (Na₂O)
 с оксидом фосфора (V)
 (P₂O₅)
образуется соль – фосфат натрия (Na₃PO₄),
в результате взаимодействия оксида магния (MgO)
с оксидом серы (VI)  (SO₃)
образуется соль – сульфат магния (MgSO₄),
а при взаимодействии оксида кальция (CaO)
с оксидом углерода (IV)  (CO₂)
образуется соль – карбонат кальция (CaCO₃).

3Na₂O
+ P₂O₅ = 2Na₃PO₄

MgO
+ SO₃ = MgSO₄

CaO
+ CO₂
= CaCO₃

Они
вступают в реакции соединения с водой с образованием щелочей.
Если образуется нерастворимое основание, то такая реакция не идёт.

Например,
если мы нальём в две пробирки воды и капнем туда несколько капель лакмуса, а
затем  поместим в первую пробирку оксид кальция (CaO),
а в другую оксид меди (II)
(CuO), то реакция у нас идёт только в
первой пробирке.  Так как образовалась  щёлочь и лакмус
изменил свою окраску на синюю, во второй пробирке изменений нет, т.к.
оксид меди (II) не реагирует с водой,
ведь Cu(OH)₂
– нерастворимое в воде основание.

CaO
+ H₂O = Ca(OH)₂

CaO
+ H₂O = Ca²⁺ + 2OH^—

CuO
+ H₂O
≠

Кислотным
оксидам соответствуют кислоты.

Они
вступают в реакции обмена с основаниями, при этом образуется соль и
вода.

Если
через пробирку с известковой водой  (Ca(OH)₂)
пропустить углекислый газ (CO₂)
, то известковая вода мутнеет, следствие образования соли – карбоната кальция (CaCO₃).

А также они реагируют с
основными оксидами, при этом образуются соли. Например, в
результате взаимодействия оксида серы (IV)
(SO₂)
и оксида калия (K₂O)
образуется соль – сульфит калия (K₂SO₃),
в результате взаимодействия оксида кремния (IV)
 (SiO₂
)  с оксидом натрия (Na₂O)
при нагревании, образуется соль – силикат натрия (Na₂SiO₃),
при взаимодействии оксида азота (V)
 (N₂O₅)
с оксидом бария (BaO), образуется
соль – нитрат бария (Ba(NO₃)₂).

SO₂
+ K₂O = K₂SO₃

SiO₂
+ Na₂O = Na₂SiO₃

N₂O₅
+ BaO = Ba(NO₃)₂

Кроме
этого, они  вступают  в реакции соединения с водой, при этом образуются
кислоты, однако эти реакции возможные, если оксиды растворимы в
воде.  Для этого подтверждения,  нальём в одну пробирку дистиллированной
воды, а в другую – раствор углекислого газа (СО₂) (газированной
воды). В первую пробирку добавим оксида кремния (IV)
(SiO₂).
А затем в каждую из пробирок добавим несколько капель лакмуса. В первой
пробирке изменений нет, а во второй лакмус окрасился в красный цвет,
значит во второй пробирке кислота. В первой пробирке кислоты не
образовалось, потому что оксид кремния (IV)
(SiO₂)
 не растворим в воде.

А
вот оксид цинка (ZnO) реагирует и с
кислотами и с основаниями. Например, в реакции  с соляной кислотой (HCl)
он образует соль – хлорид цинка (ZnCl₂),
а в реакции с раствором гидроксида натрия (NaOH)
образую  комплексную соль – тетрагидроксоцинкат натрия (Na₂[Zn(OH)₄]), а при сплавлении с
гидроксидом натрия  он образует цинкат натрия (Na₂ZnO₂). Но  с водой он не реагирует. Зато, он
реагирую и с основными оксидами  и с  кислотными оксидами и
образует при этом соли. Например, в реакции с оксидом калия (K₂O),
он проявляет кислотные свойства т.е. свойства кислотного оксида, в
результате реакции образуется соль – цинкат калия (K₂ZnO₂),
а в реакции с оксидом серы (VI)
(SO₃),
он проявляет свойства основного оксида, в результате образуется соль –
сульфат цинка (ZnSO₄).

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O;

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

ZnO + 2NaOH =
Na₂ZnO₂ + H₂O

ZnO
+ K₂O = K₂ZnO₂

ZnO
+ SO₃
= ZnSO₄

Кислоты.

Кислоты  всегда начинается с
водорода, окрашивают лакмус и метиловый оранжевый в красный
цвет, ведь в их составе есть ион водорода (H⁺), который всегда образуется при  диссоциации.

Так, при
диссоциации соляной кислоты (HCl), образуется ион водорода и хлорид-ион (Cl^—), при диссоциации азотной кислоты (HNO₃), тоже ион водорода и нитрат-ион (NO₃^—), при диссоциации азотистой кислоты (HNO₂) – ион водорода и нитрит-ион (NO₂^—).

        
HCl = H⁺ + Cl^—

               
HNO₃ = H⁺ + NO₃^—

        
       HNO₂
⇆
H⁺
+ NO₂^—

Именно
поэтому,  кислоты окрашивают лакмус и метиловый оранжевый в красный
цвет.  

Они
реагируют с основаниями: как с растворимыми, так и с нерастворимыми.
При этом образуется соль и вода. Этот тип реакций относится к реакциям
обмена.

Кислота
+ основание = соль + вода

Например,
если мы в пробирку с гидроксидом натрия (NaOH)
добавим несколько капель фенолфталеина, то раствор щёлочи окрасится в малиновый
цвет, а затем сюда же добавим раствор соляной кислоты (HCl),
то малиновая окраска исчезает. Окраска исчезает, т.к. в результате этой
реакции образуется соль и вода. Образование соли можно легко
подтвердить: если мы  на предметное стекло капнем несколько капель
раствора и выпарим, то на стекле появятся кристаллы соли.

Аналогично они
реагируют с нерастворимыми основаниями. Но для этого, сначала необходимо
его получить, например, получим нерастворимое основание – гидроксид железа (III)
(Fe(OH)₃).
Для этого, в раствор сульфата железа (III)
(Fe₂(SO₄)₃)
добавим несколько капель гидроксида калия (КOH),
при этом образуется осадок бурого цвета – это гидроксид железа (III).
К этому нерастворимому основанию добавим соляной кислоты (HCl),
осадок растворяется, т.к. образуется соль и вода. Если мы этот
раствор соли поместим на предметное стекло и выпарим, то на стекле появятся
кристаллы  жёлтого цвета – это кристаллы соли хлорида железа (III)
(FeCl₃).

Кислоты также вступают
в реакции обмена с  оксидами металлов. В результате реакции
образуется соль и вода. Эта реакция вам уже знакома, наверняка оксиды,
вам уже всё рассказали об этом.

Кислота
+ оксид металла = соль + вода

Кислоты
реагируют с металлами, эти реакции относятся к реакциям замещения,
при этом образуется соль и выделяется водород.

Кислота
+ металл = соль + водород

Для
протекания данных реакций необходимо выполнение ряда условий:

·       
 металл
находиться в ряду напряжений до водорода

·       
 должна
получиться растворимая соль

·       
 если
 кислота нерастворимая, то она не может  вступить в реакцию с
металлами.

Давайте,
попробуем проверить. Поместим в четыре пробирки металлы: в первую пробирку – цинк, 
во вторую – алюминий, в третью – свинец, четвёртую – медь.
В первую и третью пробирку нальём раствора серной кислоты (H₂SO₄),
во вторую и четвёртую – раствора соляной кислоты (HCl).
Понаблюдаем за изменениями. В первой и второй пробирке наблюдается выделение
водорода, в третьей и четвёртой – нет.  В пробирке со свинцом
и серной кислотой реакция не пошла, т.к. в результате образуется
нерастворимая соль, которая покрывает всю поверхность металла защитной плёнкой.
В четвёртой пробирке также изменений нет, т.к. медь стоит в ряду напряжений
металлов после водорода.

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄
+ H₂↑

Zn⁰ + 2H⁺ = Zn²⁺
+ H₂⁰↑

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

2Al⁰ + 6H⁺ = 2Al³⁺
+ 3H₂⁰↑

Pb + H₂SO₄
≠

Cu + HCl
≠

Кислоты вступаем в реакции
обмена с солями, при этом образуется новая кислота и новая соль.
Эти реакции протекают в том случае, если образуется осадок или газ.

Кислота + соль = новая кислота + новая соль

Соляна
(HCl) и серная кислоты (H₂SO₄),
вам покажут это:  в первой пробирке будет соляная кислота и силикат натрия
(Na₂SiO₃),
во второй – серная кислота и карбоната калия (K₂CO₃),
в третьей – опять соляной кислоты и хлорида бария (BaCl₂).
Посмотрим за изменениями. В первой пробирке мы наблюдаем образование студенистого
осадка (H₂SiO₃),
во второй – выделение газа (CO₂),
а в третьей – изменений нет. В двух пробирках реакции прошли, т.к.
выполнялись следующие условия: в первой – образование осадка, во второй –
выделение газа.

Основания.

В составе оснований
всегда есть гидроксигруппа (ОН^—), лакмус окрашивают
они в синий цвет, метиловый оранжевый – в жёлтый, а фенолфталеин
– в малиновый. При диссоциации оснований образуется катион металла (Меⁿ⁺) и анион
гидроксогруппы (ОН^—).

Ме(ОН)_n
= Меⁿ⁺
+ nОН^—

Щёлочи — растворимые в
воде основания, реагируют с кислотами, об этой реакции
нейтрализации вы уже знаете. А также реагируют с кислотными и
амфотерными оксидами. При этом образуются соли. Отличительной их
особенностью является то, что они реагируем и с амфотерными основаниями,
но тогда они ведут себя, как кислоты.  Например, реакция гидроксида
натрия (NaOH) и гидроксида цинка
(Zn(OH)₂).

Zn(OH)₂
+ 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

В этой реакции
образуется комплексная соль – тетрагидроксоцинкат натрия (Na₂[Zn(OH)₄]),
а если эта реакция идёт при нагревании, то тогда образуется цинкат
натрия (Na₂ZnO₂).

Zn(OH)₂
+ 2NaOH = Na₂ZnO₂
+ 2H₂O

Щёлочи
вступаем в реакцию обмена с солями, при этом образуется новая
соль и новое основание, но для этого нужно, чтобы образовался
осадок  или слабый электролит. Если в одну пробирку с гидроксида
натрия добавить хлорида аммония (NH₄Cl),
во вторую  –  с гидроксидом калия (КОН) добавить сульфат железа (III)
(Fe₂(SO₄)₃),
а в третью  – с гидроксидом  натрия добавить хлорид бария (BaCl₂)
и содержимое первой пробирки нагреем, то в  результате появляется резкий запах
аммиака (NH₃).
Во второй пробирке  образуется осадок бурого цвета, а в третьей
пробирке изменений не произошло.

Все нерастворимые
основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.
Щёлочи  этой способностью не обладают. Нальём в пробирку раствора
сульфата меди (II) (CuSO₄),
затем сюда же добавим несколько капель гидроксида натрия. Образуется осадок
голубого цвета. Это гидроксид меди (II)
(Cu(OH)₂).

CuSO₄
+ 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Cu²⁺
+ 2OH^— = Cu(OH)₂↓

Нагреем пробирку с гидроксидом
меди (II).
В результате образуется вещество черного цвета – это оксид меди (II)
(CuO).

Cu(OH)₂
= CuO + H₂O

Соли.

А вот соли –
особый класс.   Они  тоже диссоциируют, но при этом
образуют катион металла (Меⁿ⁺)
и анион кислотного остатка (Кисл.ост.^n—).

МеКисл.ост.
= Меⁿ⁺
+ Кисл.ост.^n—

В реакциях солей с
солями образуются новые соли, в реакциях с кислотой –
образуется новая кислота, в реакциях с основаниями образуется новая
соль и новое основание.

Они
вступают в реакции замещения с металлами. Но нужно быть
внимательным и обязательно пользоваться  рядом активности металлов.
  Каждый металл вытесняет из раствора соли металлы, расположенные
правее его в  этом ряду.

При
этом должны соблюдаться условия:

·       
обе
соли (и реагирующая, и образующаяся) должны быть растворимыми

·       
металлы
не должны реагировать с водой (т.е. щелочные и щелочноземельные металлы,
которые реагируют с водой с образованием щелочей).

Посмотрим,
как это происходит: в первую пробирку поместим железный гвоздь, во
вторую – свинцовую пластину, а в третью – медную пластину. В
первые две пробирки нальём раствора сульфата меди (II)
(CuSO₄),
а в третью – раствор сульфата железа (II)
(FeSO₄).
Через некоторое время мы можем наблюдать, что на железном гвозде осела
медь, а во второй и  третьей пробирке нет никаких изменений. 
Следовательно, в первой пробирке находился более активный металл,
который вытеснил медь из раствора, во второй пробирке реакция не пошла, т.к.
образующая соль (сульфат свинца (II))
является нерастворимой, в третьей пробирке реакция не
прошла, т.к. медь стоит правее железа в ряду напряжений и не может вытеснить
его из раствора соли.

Fe
+ CuSO₄ = FeSO₄ + Cu↓

Fe⁰
+ Cu²⁺ = Fe²⁺ + Cu⁰↓

Pb
+ CuSO₄
≠

Cu
+ FeSO₄
≠

А
теперь, вам несложно будет отгадать,

о
каком классе соединений идёт речь.

Известны
ли вам дети

Какие
есть оксиды на планете?

У
оксидов пристрастия разные

То
кислоты им нравятся праздные

То
к воде их душа склоняется –

скажите,
как они называются?  (Основные оксиды)

А эти спешат к
основаниям,

Растворимые, очень
желанные,

Но с водой дружбу водят
не все

Уж поверь…

Назовите оксиды теперь.
(Кислотные оксиды.)

Мы состоим из двух частей:

Во-первых, водород, о’кей!

Во-вторых, остаток наш.

Ну, вот и весь наш экипаж!

Окрасим лакмус в красный цвет,

Без нас и удобрений нет. (Кислоты)

Мы – жители непростые,

Нас очень много на Земле!

Особым даром обладая,

Мы растворяемся в воде.

А как на кожу попадём,

Мы тут же сильно обожжем.

Окрасим лакмус в синий цвет,

Без нас нейтрализации нет.

Без нас не обойдётесь тут!

Скажите, как же нас зовут? (Щёлочи)

Хоть мы разные на цвет,

Но важней нас в мире нет!

И нитраты, и сульфаты,

Карбонаты и фосфаты!

Все важны и все нужны!

Догадались, кто же мы? (Соли)

17,7: Растворимость и pH — Химия LibreTexts

Растворимость многих соединений сильно зависит от pH раствора. Например, анион во многих труднорастворимых солях представляет собой конъюгированное основание слабой кислоты, которая может протонироваться в растворе. {-}}] \]

Согласно принципу Ле Шателье, больше МА будет растворяться до тех пор, пока не будет \ (Q = K_ {sp} \).{2+} (водн.) + 2HF (водн.) \ Label {17.20} \]

Пример \ (\ PageIndex {1} \) показывает, как рассчитать эффект растворимости при добавлении сильной кислоты к раствору труднорастворимой соли.

Трудно растворимые соли, полученные из слабых кислот, обычно лучше растворяются в кислых растворах.

Пример \ (\ PageIndex {1} \)

Оксалат свинца (PbC ₂ O ₄ ), иодид свинца (PbI ₂ ) и сульфат свинца (PbSO ₄ ) все довольно нерастворимы, со значениями K _sp , равными 4.8 × 10 ⁻¹⁰ , 9,8 × 10 ⁻⁹ и 2,53 × 10 ⁻⁸ соответственно. Как влияет добавление сильной кислоты, такой как хлорная кислота, на их относительную растворимость?

Дано: K _sp значения для трех соединений

Запрошено: относительная растворимость в растворе кислоты

Стратегия:

Напишите сбалансированное химическое уравнение растворения каждой соли. Поскольку на самое сильное сопряженное основание больше всего повлияет добавление сильной кислоты, определите относительную растворимость по относительной основности анионов.{2 -} _ {4 (водн.)} \ Nonumber \]

Добавление сильной кислоты будет иметь наибольшее влияние на растворимость соли, которая содержит сопряженное основание слабой кислоты в качестве аниона. Поскольку HI является сильной кислотой, мы прогнозируем, что добавление сильной кислоты к насыщенному раствору PbI ₂ не сильно повлияет на его растворимость; кислота просто диссоциирует с образованием H ⁺ (водн.) и соответствующего аниона. Напротив, оксалат представляет собой полностью депротонированную форму щавелевой кислоты (HO ₂ CCO ₂ H), которая является слабой дипротонной кислотой (p K _a1 = 1.+ (водн.) \ rightarrow HO_2CCO_2H (водн.) \ nonumber \]

Эти реакции будут уменьшаться [C ₂ O ₄ ^2-], вызывая растворение большего количества оксалата свинца для снятия нагрузки на систему. -_ {4 (aq)} \ nonumber \]

Поскольку HSO ₄ ^— имеет pKa, равное 1.99, эта реакция будет лежать в основном слева, как написано. Следовательно, мы прогнозируем, что влияние добавленной сильной кислоты на растворимость PbSO ₄ будет значительно меньше, чем для PbC ₂ O ₄ .

Упражнение \ (\ PageIndex {1} \)

Какая из следующих нерастворимых солей — AgCl, Ag ₂ CO ₃ , Ag ₃ PO ₄ и / или AgBr — будет значительно более растворимой в 1,0 M HNO ₃ , чем в чистой воде?

Ответ

Ag ₂ CO ₃ и Ag ₃ PO ₄

Пещеры и связанные с ними вершины и каменные шпили представляют собой один из самых впечатляющих примеров pH-зависимой растворимости Equilbria (часть (a) на рисунке \ (\ PageIndex {1} \) :).{2−} 3 (водн.) \ Rightleftharpoons CaCO3 (s)} \ label {17. −_ {3 (водный)} \ rightleftharpoons CaCO_ {3 (s)} + CO_ {2 (g)} + H_2O (l) \ label {17.24} \]

Прямое направление — это та же реакция, которая производит твердое вещество, называемое накипью, в чайниках, кофеварках, водонагревателях, бойлерах и других местах, где жесткая вода постоянно нагревается.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Химия образования пещер. (а) Эта пещера в Кампанете, Майорка, Испания, и связанные с ней образования являются примерами рН-зависимых равновесий растворимости. (b) Пещера образуется, когда подземные воды, содержащие атмосферный CO ₂ , образуя кислый раствор, растворяют известняк (CaCO ₃ ) в процессе, который может занять десятки тысяч лет.Когда грунтовые воды просачиваются в пещеру, вода испаряется из раствора CaCO ₃ в воде, обогащенной CO ₂ , образуя перенасыщенный раствор и сдвиг равновесия, вызывающий осаждение CaCO ₃ . Отложенный известняк в конечном итоге образует сталактиты и сталагмиты.

Когда содержащий подземные воды атмосферный CO ₂ (уравнения \ (\ ref {17.21} \) и \ (\ ref {17.22} \)) попадает в микроскопические трещины в отложениях известняка, CaCO ₃ растворяется в кислотный раствор в обратном направлении уравнения \ (\ ref {17.24} \). Трещины постепенно увеличиваются с 10–50 мкм до 5–10 мм, и этот процесс может длиться до 10 000 лет. В конце концов, примерно через 10 000 лет образуется пещера. Подземные воды с поверхности просачиваются в пещеру и цепляются за потолок, где вода испаряется и вызывает смещение равновесия в уравнении \ (\ ref {17.24} \) вправо. Осаждение круглого слоя твердого CaCO ₃ приводит к образованию длинного полого шпиля из известняка, называемого сталактитом, который растет с потолка.Ниже, где капли падают с потолка, аналогичный процесс вызывает рост другого шпиля, называемого сталагмитом. Те же процессы, которые вырезают под землей, работают и над землей, в некоторых случаях создавая фантастически запутанные пейзажи, такие как провинция Юньнань в Китае (рис. \ (\ PageIndex {2} \)).

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Растворимость уравновешивает формирование карстовых ландшафтов. Такие пейзажи, как крутые известняковые вершины Каменного леса в провинции Юньнань, Китай, образованы в результате того же процесса, который создает пещеры и связанные с ними образования.

Кислые, основные и амфотерные оксиды и гидроксиды

Одна из самых ранних классификаций веществ была основана на их растворимости в кислых растворах по сравнению с основными, что привело к классификации оксидов и гидроксидов как основных или кислых. Основные оксиды и гидроксиды либо реагируют с водой с образованием основного раствора, либо легко растворяются в водной кислоте. Кислые оксиды или гидроксиды реагируют с водой с образованием кислого раствора или растворимы в водной основе.- (водн.) \ Label {17.25} \]

\ [SO_ {3 (g)} + H_2O (l) \ rightarrow H_2SO_ {4 (aq)} \ label {17.26} \]

Оксид цезия реагирует с водой с образованием основного раствора гидроксида цезия, тогда как триоксид серы реагирует с водой с образованием раствора серной кислоты — действительно очень разные поведения.

Оксиды металлов обычно реагируют с водой с образованием основных растворов, тогда как оксиды неметаллов образуют кислые растворы.

Разница в реакционной способности происходит из-за разницы в связывании двух видов оксидов.Из-за низкой электроотрицательности металлов в крайней левой части периодической таблицы их оксиды лучше всего рассматривать как содержащие дискретные катионы M n ⁺ и анионы O ^2-. На другом конце спектра — оксиды неметаллов; из-за своей более высокой электроотрицательности неметаллы образуют оксиды с ковалентными связями с кислородом. Однако из-за высокой электроотрицательности кислорода ковалентная связь между кислородом и другим атомом, E, обычно поляризована: E ^{δ +} –O ^δ– .{2 -} _ {4 (водн.)} + H_2O (l) \ label {17.27} \]

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): Классификация оксидов элементов основной группы по их кислотному или основному характеру. В периодической таблице происходит постепенный переход от основных оксидов к кислым оксидам из нижнего левого угла в верхний правый. Оксиды металлических элементов обычно представляют собой основные оксиды, которые либо реагируют с водой с образованием основного раствора, либо растворяются в водной кислоте. Напротив, оксиды неметаллических элементов представляют собой кислые оксиды, которые либо реагируют с водой с образованием кислого раствора, либо растворимы в водном основании.Оксиды промежуточного характера, называемые амфотерными оксидами, расположены вдоль диагональной линии между двумя крайними значениями. Амфотерные оксиды растворяются в кислоте с образованием воды или растворяются в основании с образованием растворимого комплексного иона. (Радиоактивные элементы не классифицируются.)

Как показано на рисунке \ (\ PageIndex {3} \), происходит постепенный переход от основных оксидов металлов к кислым оксидам неметаллов, когда мы идем от нижнего левого угла к верхнему правому в периодическом таблица, с широкой диагональной полосой оксидов промежуточного характера, разделяющей две крайние точки.Многие оксиды элементов в этой диагональной области периодической таблицы растворимы как в кислотных, так и в основных растворах; следовательно, они называются амфотерными оксидами (от греческого слова ampho, что означает «оба», как в амфипротическом). Амфотерные оксиды растворяются в кислоте с образованием воды или растворяются в основании с образованием растворимого комплекса. Как показано на видео \ (\ PageIndex {1} \), например, смешивание амфотерного оксида Cr (OH) ₃ (также обозначаемого как Cr ₂ O ₃ • 3H ₂ O) с водой дает мутная, пурпурно-коричневая суспензия.-}} \ mathrm {(aq)} \ label {17.29} \]

Видео \ (\ PageIndex {1} \): Гидроксид хрома (III) [Cr (OH) ₃ или Cr ₂ O ₃ • 3H ₂ O] является примером амфотерного Окись. Все три стакана первоначально содержали суспензию коричневато-пурпурного Cr (OH) ₃ (s) (в центре). Когда концентрированную кислоту (6 MH ₂ SO ₄ ) добавляли в стакан слева, Cr (OH) ₃ растворялся с образованием фиолетового [Cr (H ₂ O) ₆ ] ³⁺ ионов и вода.Добавление концентрированного основания (6 M NaOH) в стакан справа привело к растворению Cr (OH) ₃ с образованием зеленых ионов [Cr (OH) ₄ ] ^—. Для более полного описания см. Https://www.youtube.com/watch?v=IQNcLH6OZK0

.

Пример \ (\ PageIndex {2} \)

Гидроксид алюминия, обозначаемый как Al (OH) ₃ или Al ₂ O ₃ • 3H ₂ O, является амфотерным. Напишите химические уравнения для описания растворения гидроксида алюминия в (а) кислоте и (б) в основании.

Дано: амфотерное соединение

Запрошено: реакции растворения в кислоте и основании

Стратегия:

Используя уравнения \ (\ ref {17.28} \) и \ (\ ref {17.29} \) в качестве руководства, запишите реакции растворения в растворах кислоты и основания.

Решение

1. Кислота отдает протоны гидроксиду с образованием воды и гидратированного иона металла, поэтому гидроксиду алюминия, который содержит три иона OH ^— на Al, требуется три иона H ⁺ :

\ [Al (OH) _ {3 (s)} + 3H ^ + (aq) \ rightarrow Al ^ {3+} (aq) + 3H_2O (l) \ nonumber \]

В водном растворе Al ^{3 +} образует комплексный ион [Al (H ₂ O) ₆ ] ³⁺ .2 _ {- (aq)} \ nonumber \]

Селективное осаждение с использованием pH

Многие растворенные ионы металлов могут быть отделены путем селективного осаждения катионов из раствора при определенных условиях. В этом методе pH часто используется для контроля концентрации аниона в растворе, который определяет, какие катионы выпадают в осадок.

Концентрацию анионов в растворе часто можно контролировать, регулируя pH, тем самым обеспечивая селективное осаждение катионов.{2−}] \ label {17.33c} \]

Таким образом, концентрации сульфидов от 1,6 × 10 ⁻²¹ M до 8,0 × 10 ⁻²⁴ M будут приводить к осаждению CdS из раствора, но не ZnS. Как нам получить такую ​​низкую концентрацию сульфида? Насыщенный водный раствор H ₂ S содержит 0,10 M H ₂ S при 20 ° C. P K _a1 для H ₂ S составляет 6,97, а p K _a2 , соответствующее образованию [S ^2-], составляет 12,90. — (aq) \ label {17.{−13} \ label {17.34d} \]

Мы можем показать, что концентрация S ²⁻ составляет 1,3 × 10 ⁻¹³ , сравнивая K _a1 и K _a2 и признавая, что вклад в [H ⁺ ] от диссоциация HS ^— незначительна по сравнению с [H ⁺ ] от диссоциации H ₂ S. Таким образом, подставляя 0,10 M в уравнение для K _a1 для концентрации H ₂ S, который практически постоянен независимо от pH, дает следующее:

\ [K _ {\ textrm {a1}} = 1.{2 -}}] \]

Хотя [S ²⁻] в растворе H ₂ S очень мало (1,3 × 10 ⁻¹³ M), барботирование H ₂ S через раствор до его насыщения приведет к осаждению иона обоих металлов, потому что тогда концентрация S ^2- будет намного больше, чем 1,6 × 10 ^-21 М. Таким образом, мы должны отрегулировать [S ^2-], чтобы оставаться в желаемом диапазоне. Самый прямой способ сделать это — отрегулировать [H ⁺ ], добавив кислоту к раствору H ₂ S (вспомните принцип Ле Шателье), тем самым установив равновесие в уравнении \ (\ ref {17.+}] & = 0.94 \ end {align} \ label {17.38} \]

Таким образом, добавление сильной кислоты, такой как HCl, для получения 0,94 M раствора в H ⁺ предотвратит осаждение более растворимого ZnS, одновременно гарантируя, что менее растворимый CdS будет выпадать в осадок, когда раствор будет насыщен H ₂ S.

Пример \ (\ PageIndex {3} \)

Раствор содержит 0,010 М Ca ^{2 +} и 0,010 М La ^{3 +} . Какая концентрация HCl необходима для осаждения La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃ • 9H ₂ O, но не Ca (C ₂ O ₄ ) • H ₂ O если концентрация щавелевой кислоты равна 1.0 М? K _sp значения: 2,32 × 10 ⁻⁹ для Ca (C ₂ O ₄ ) и 2,5 × 10 ⁻²⁷ для La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃ ; p K _a1 = 1,25 и p K _a2 = 3,81 для щавелевой кислоты.

Дано: концентрации катионов, K _{значения sp} и значения концентрации и p K _a для щавелевой кислоты

Запрошено: концентрация HCl, необходимая для селективного осаждения La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃

Стратегия:

1. Запишите каждое выражение произведения растворимости и вычислите концентрацию оксалата, необходимую для выпадения осадка.Определите диапазон концентраций, необходимый для селективного осаждения La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃ • 9H ₂ O.
2. Сложите уравнения первой и второй диссоциации щавелевой кислоты, чтобы получить общее уравнение диссоциации щавелевой кислоты до оксалата. Подставьте [ox ²⁻ ], необходимый для осаждения La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃ • 9H ₂ O, в общее уравнение диссоциации щавелевой кислоты, чтобы рассчитать необходимое [ H ⁺ ]. {2−}] = (0.+}] & = \ textrm {6,1 M} \ end {align} \ nonumber \]

   Таким образом, добавление достаточного количества HCl для получения [H ⁺ ] = 6,1 M вызовет осаждение только La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃ • 9H ₂ O из раствора.

   Упражнение \ (\ PageIndex {3} \)

   Раствор содержит 0,015 M Fe ^{2 +} и 0,015 M Pb ^{2 +} . Какая концентрация кислоты необходима для того, чтобы Pb ^{2 +} выпадал в осадок в виде PbS в насыщенном растворе H ₂ S, но Fe ^{2 +} не выпадал в осадок в виде FeS? K _sp значения 6.3 × 10 ⁻¹⁸ для FeS и 8,0 × 10 ⁻²⁸ для PbS.

   Ответ

   0,018 М В ⁺

   pH воды — Системы измерения окружающей среды

   Что такое pH?

   pH — это определенное значение на основе определенной шкалы, аналогичное температуре. Это означает, что pH воды не является физическим параметром, который можно измерить как концентрацию или количество. Вместо этого это число от 0 до 14, определяющее, насколько кислым или основным является водоем по логарифмической шкале ¹.Чем меньше число, тем более кислая вода. Чем выше число, тем оно более базовое. PH 7 считается нейтральным. Логарифмическая шкала означает, что каждое число ниже 7 в 10 раз более кислое, чем предыдущее при обратном отсчете. Точно так же, если считать выше 7, каждое число в 10 раз больше основного, чем предыдущее число ².

   Логарифмическая шкала pH означает, что по мере увеличения pH концентрация H + будет уменьшаться в 10 раз. Таким образом, при pH 0 концентрация H + составляет 1 M.При pH 7 это снижается до 0,0000001 M. При pH 14 имеется только 0,00000000000001 M H +.

   pH означает «мощность водорода» ³. Числовое значение pH определяется молярной концентрацией ионов водорода (H +) ³. Это делается путем отрицательного логарифма концентрации H + (-log (H +)). Например, если в растворе концентрация H + составляет 10 ^-3 M, pH раствора будет -log (10 ^-3 ), что равно 3.

   Это определение связано с влиянием водорода. ионы (H +) и ионы гидроксила (OH-) от pH.Чем выше концентрация H +, тем ниже pH, и чем выше концентрация OH-, тем выше pH. При нейтральном pH 7 (чистая вода) концентрация как ионов H +, так и ионов OH- составляет 10⁻⁷ M. Таким образом, ионы H + и OH- всегда спарены — по мере увеличения концентрации одного из них концентрация другого будет уменьшаться; независимо от pH сумма ионов всегда будет равна 10⁻¹⁴ M². Из-за этого влияния H + и OH- относятся к основным определениям кислот и оснований.

   Кислоты и основания

   Пары кислота-основание могут нейтрализовать друг друга, как Н + и ОН- в этом уравнении.

   Согласно рабочему определению, кислота — это вещество, которое снижает pH при добавлении в чистую воду. Таким же образом основа — это вещество, которое увеличивает pH воды ⁴. Для дальнейшего определения этих веществ Аррениус определил в 1884 году, что кислота выделяет ион водорода (H +) при растворении в воде, а основание выделяет ион гидроксила (OH-) в воде ⁴. Однако есть некоторые вещества, которые подходят под рабочее определение (изменение pH), но не подходят под определение Аррениуса (высвобождение иона).Чтобы учесть это, Бренстед и Лоури пересмотрели определение кислот и оснований; кислота высвобождает ион водорода или протон (эквивалент H +), а основание принимает ион водорода или протон ⁴. Это означает, что кислоты и основания могут нейтрализовать друг друга, как показано в уравнении воды справа.

   Основные или щелочные

   Общие примеры щелочей включают молоко магнезии — Mg (OH) 2, едкий калий — KOH, гашеную известь / известковую воду — Ca (OH) 2 и едкий натр (щелок) — NaOH.

   Термины «щелочной» и «основной» означают примерно одно и то же.Согласно определению Брэнстеда-Лоури, основа описывает любое вещество, которое снижает концентрацию ионов водорода и увеличивает pH воды, или, другими словами, основание. Щелочь происходит от щелочи, которая относится к ионным соединениям (солям), содержащим щелочные или щелочноземельные металлы, которые при растворении в воде образуют гидроксид-ионы ⁵. Щелочные соли очень распространены и легко растворяются. Из-за производимых ими гидроксид-ионов (которые увеличивают pH) все щелочи являются основаниями. Некоторые источники определяют любое растворимое основание как щелочь ⁵.По существу, растворимые основания могут быть описаны как «основные» или «щелочные». Однако нерастворимые основания (такие как оксид меди) следует описывать только как основные, а не щелочные.

   Щелочность и pH воды

   Щелочность и pH напрямую связаны при 100% -ном насыщении воздухом.

   Щелочность не относится к щелочам в отличие от щелочей ⁶. Хотя щелочность и pH тесно связаны, между ними есть явные различия. Щелочность воды или раствора — это количественная способность этого раствора буферизовать или нейтрализовать кислоту.Другими словами, щелочность — это показатель способности воды противостоять изменениям pH. Этот термин используется как синоним кислотонейтрализующей способности (ANC) ⁷. Если водоем имеет высокую щелочность, это может ограничить изменения pH из-за кислотных дождей, загрязнения или других факторов ⁸. Щелочность ручья или другого водоема увеличивается за счет богатых карбонатами почв (карбонаты и бикарбонаты), таких как известняк, и уменьшается за счет оттока сточных вод и аэробного дыхания. Из-за присутствия карбонатов щелочность более тесно связана с жесткостью, чем с pH (хотя все же есть явные различия).Однако изменения pH также могут влиять на уровень щелочности (при понижении pH снижается и буферная способность воды) ⁶. pH и щелочность напрямую связаны, когда вода имеет 100% насыщение воздухом ⁹.

   Щелочность воды также играет важную роль в ежедневном уровне pH. В процессе фотосинтеза водорослями и растениями используется водород, тем самым повышая уровень pH ¹⁰. Точно так же дыхание и разложение могут снизить уровень pH. Большинство водоемов способны нейтрализовать эти изменения благодаря своей щелочности, поэтому небольшие или локализованные колебания быстро видоизменяются, и их может быть трудно обнаружить ¹⁰.

   Единицы измерения pH и щелочности

   Значения pH определяются по логарифмической шкале.

   значения pH указываются в виде числа от 0 до 14 в качестве стандартной единицы pH. Эта единица эквивалентна отрицательному логарифму молярной концентрации ионов водорода (-log (H +)) в растворе. В зависимости от точности измерения значение pH может быть указано с точностью до одного или двух десятичных знаков.

   Однако, поскольку шкала pH логарифмическая, попытка усреднить два значения pH была бы математически неверной.Если требуется среднее значение, его можно сообщить как медианное значение или диапазон, а не как простой расчет ¹⁰.

   Щелочность может быть выражена в мг / л или в микроэквивалентах на литр (мэкв / л). Когда в мг / л, это относится к концентрациям карбоната (CO3 ^2-), бикарбоната (HCO3 ^—) или карбоната кальция (CaCO3), хотя карбонат кальция является наиболее распространенным ¹¹.

   Щелочность 1 мг / л в пересчете на CaCO3 = 0,01998 мг / л щелочность
   Щелочность 1 мг / л в пересчете на CaCO3 = 0,5995 мг / л щелочность в пересчете на CO3 ^2-
   Щелочность 1 мг / л при CaCO3 = 1.2192 мг / л щелочность по HCO3 ^—

   Почему важен pH?

   Если pH воды слишком высокий или слишком низкий, водные организмы, живущие в ней, погибнут. pH также может влиять на растворимость и токсичность химических веществ и тяжелых металлов в воде ¹². Большинство водных существ предпочитают диапазон pH 6,5-9,0, хотя некоторые могут жить в воде с уровнем pH за пределами этого диапазона.

   Уровни pH в воде. Оптимальный уровень pH для рыб — от 6,5 до 9.0. За пределами оптимальных диапазонов организмы могут подвергнуться стрессу или умереть.

   По мере того, как уровни pH выходят из этого диапазона (вверх или вниз), это может вызвать стресс у систем животных и снизить показатели вылупления и выживаемости. Чем дальше значение pH выходит за пределы оптимального диапазона, тем выше уровень смертности. Чем более чувствителен вид, тем больше на него влияют изменения pH. Помимо биологических эффектов, экстремальные уровни pH обычно увеличивают растворимость элементов и соединений, делая токсичные химические вещества более «мобильными» и увеличивая риск поглощения их водными организмами ¹³.

   Не только водные виды подвержены влиянию pH. Хотя люди имеют более высокую толерантность к уровням pH (уровни для питья варьируются от 4 до 11 с минимальным раздражением желудочно-кишечного тракта), все еще есть опасения ¹⁴. Значения pH выше 11 могут вызвать раздражение кожи и глаз, как и pH ниже 4. Значение pH ниже 2,5 вызовет необратимое повреждение кожи и внутренних органов ¹⁴. Более низкие уровни pH увеличивают риск мобилизации токсичных металлов, которые могут поглощаться даже людьми, и уровни выше 8.0 нельзя эффективно дезинфицировать хлором, что вызывает другие косвенные риски ¹⁴. Кроме того, уровни pH за пределами 6,5-9,5 могут повредить трубы и другие системы и вызвать коррозию, что еще больше повысит токсичность тяжелых металлов.

   Незначительное повышение уровня pH может привести к тому, что олиготрофное (богатое растворенным кислородом) озеро станет эвтрофным (без растворенного кислорода).

   Даже незначительные изменения pH могут иметь долгосрочные последствия. Небольшое изменение pH воды может увеличить растворимость фосфора и других питательных веществ, что сделает их более доступными для роста растений ¹⁰.В олиготрофном озере или озере с низким содержанием питательных веществ для растений и высоким уровнем растворенного кислорода это может вызвать цепную реакцию. Благодаря более доступным питательным веществам, водные растения и водоросли процветают, увеличивая потребность в растворенном кислороде. Это создает эвтрофное озеро, богатое питательными веществами и растениями, но с низким содержанием растворенного кислорода. В эвтрофном озере другие организмы, живущие в воде, подвергаются стрессу, даже если уровень pH остается в оптимальном диапазоне.

   Факторы, влияющие на pH воды

   Есть много факторов, которые могут повлиять на pH в воде, как естественные, так и искусственные.Большинство естественных изменений происходит из-за взаимодействия с окружающими породами (особенно карбонатными формами) и другими материалами. pH также может колебаться в зависимости от количества осадков (особенно кислотных дождей), сточных вод или горных стоков ¹³. Кроме того, концентрация CO2 может влиять на уровень pH.

   Углекислый газ и pH

   Уровни pH могут ежедневно колебаться из-за фотосинтеза и дыхания в воде. Степень изменения зависит от щелочности воды.

   Двуокись углерода — наиболее частая причина кислотности воды ¹⁵.Фотосинтез, дыхание и разложение — все это способствует колебаниям pH из-за своего влияния на уровень CO2. Крайность этих изменений зависит от щелочности воды, но часто наблюдаются заметные суточные (суточные) колебания ¹⁶. Это влияние более ощутимо в водоемах с высокой скоростью дыхания и разложения.

   Хотя углекислый газ существует в воде в растворенном состоянии (например, кислород), он также может реагировать с водой с образованием угольной кислоты:

   CO2 + h3O <=> h3CO3

   h3CO3 может затем потерять один или оба своих иона водорода. :

   h3CO3 <=> HCO3 ^— + H +….HCO3 ^— <=> CO3 ^2- + H +

   Высвободившиеся ионы водорода снижают pH воды¹⁵. Однако это уравнение может работать в обоих направлениях в зависимости от текущего уровня pH, работая как собственная буферная система. При более высоком pH эта бикарбонатная система сместится влево, и CO3 ^2- будет улавливать свободный ион водорода.

   Эта реакция обычно минимальна, поскольку h3CO3 имеет низкую константу растворимости (закон Генри) ¹⁵. Однако по мере увеличения уровня CO2 во всем мире количество растворенного CO2 также увеличивается, и уравнение будет выполняться слева направо.Это увеличивает h3CO3, что снижает pH. Эффект становится все более очевидным в исследованиях pH океана с течением времени.

   Общее изменение годовых уровней pH океана с 1700-х по 1990-е годы. (данные: Атлас Мирового океана 2009; фото: Plumbago; Wikipedia Commons) Углекислый газ в атмосфере снижает pH осадков.

   Приведенные выше уравнения также объясняют, почему дождь имеет pH примерно 5,65 ¹⁵. Когда капли дождя падают в воздух, они взаимодействуют с молекулами углекислого газа в атмосфере.В результате в каплях дождя образуется h3CO3, что снижает уровень pH дождя ¹⁷. Уровень pH 5,65, хотя и является кислым, не считается кислотным дождем. Ожидается, что естественный, незагрязненный дождь или снег будет иметь уровень pH около 5,6 при стандартной концентрации CO2 в атмосфере 0,0355% ¹⁵. Кислотный дождь требует pH ниже 5,0 ²¹.

   5,65 — это также pH воды, которая уравновешивается с воздухом и не контактирует с карбонатными материалами или известняком.

   Влияние естественного pH

   Карбонатные материалы и известняк — два элемента, которые могут нейтрализовать изменения pH в воде.Карбонат кальция (CaCO3) и другие бикарбонаты могут объединяться как с ионами водорода, так и с гидроксильными ионами для нейтрализации pH¹⁸. Когда в почве присутствуют карбонатные минералы, буферная способность (щелочность) воды увеличивается, поддерживая pH воды близким к нейтральному даже при добавлении кислот или оснований. Дополнительные карбонатные материалы могут сделать нейтральную воду слегка щелочной.

   Известняковые карьеры имеют более высокий уровень pH из-за карбонатных материалов в камне. Молния может снизить pH дождя.

   Как упоминалось ранее, незагрязненный дождь имеет слабокислый характер (pH 5,6). Уровень pH дождя также может быть понижен из-за вулканического пепла, сульфатредуцирующих бактерий на заболоченных территориях, взвешенных в воздухе твердых частиц от лесных пожаров и даже молний ¹⁹. Если дождь выпадает на источник воды с плохой буферностью, он может снизить pH воды поблизости из-за стока.

   Разложение хвои может снизить pH.

   Хвоя сосны или пихты также может снизить pH почвы и воды, которая протекает по ней, поскольку они разлагаются ¹⁸. Интенсивный фотосинтез увеличивает pH воды, поскольку она удаляет CO2, хотя это изменение обычно является суточным ²⁰.

   Искусственные факторы воздействия на pH

   Загрязнения воздуха, почвы или непосредственно в воде могут влиять на pH.

   Антропогенные причины колебаний pH обычно связаны с загрязнением. Кислотный дождь — один из самых известных примеров влияния человека на pH воды. Любая форма осадков с уровнем pH менее 5,0 известна как кислотный дождь ²¹. Это осаждение происходит в результате реакции воды с оксидами азота, оксидами серы и другими кислотными соединениями, что снижает и без того слабокислый pH.Эти выбросы обычно происходят в результате горнодобывающих и плавильных работ или сжигания ископаемого топлива (сжигание угля и автомобили) ¹⁸. Чрезвычайно высокий уровень CO2 также может еще больше снизить pH дождя ¹⁷.

   Загрязнение из точечных источников — распространенная причина, которая может повышать или понижать pH в зависимости от используемых химических веществ ¹⁸. Эти химические вещества могут поступать из сельскохозяйственных стоков, сточных вод или промышленных стоков. Добыча полезных ископаемых (особенно угля) вызывает кислотный сток и просачивание кислых грунтовых вод, если окружающая почва плохо забуферирована ²².Сброс сточных вод, содержащих моющие средства и продукты на основе мыла, может привести к тому, что источник воды станет слишком простым.

   Типичные уровни pH

   Рекомендуемые минимальные уровни pH для водных организмов.

   Типичные уровни pH меняются из-за влияния окружающей среды, особенно щелочности. Щелочность воды зависит от наличия растворенных солей и карбонатов, а также от минерального состава окружающей почвы. Как правило, чем выше щелочность, тем выше pH; чем ниже щелочность, тем ниже pH.Рекомендуемый диапазон pH для большинства рыб составляет от 6,0 до 9,0 с минимальной щелочностью 20 мг / л, с идеальным уровнем CaCO3 от 75 до 200 мг / л²⁰.

   Океанические организмы, такие как рыбы-клоуны и кораллы, требуют более высоких уровней pH. Уровень pH ниже 7,6 приведет к разрушению коралловых рифов из-за недостатка карбоната кальция ³⁹. Чувствительные пресноводные виды, такие как лосось, предпочитают уровни pH от 7,0 до 8,0, сильно расстраиваясь и страдая от физиологических повреждений из-за поглощения металлов на уровнях ниже 6.0 ⁴⁰.

   Соображения окружающей среды

   Естественные осадки, как дождевые, так и снежные, имеют pH около 5,6 из-за контакта с CO2 и других атмосферных воздействий. Большинство злаковых и бобовых культур предпочитают почвы с pH 4,5-7,0, поэтому небольшая кислотность дождя может принести пользу карбонатным почвам ²³.

   Кислотность окружающей среды также может влиять на pH воды. Это наиболее очевидно вблизи районов добычи полезных ископаемых, но эффект также может возникать естественным образом. Кислотный сток снижает щелочность воды и снижает pH ниже оптимального уровня.Это может быть терпимо для некоторых водных видов (например, лягушек), но не для большинства рыб. Некоторые лягушки и другие земноводные часто переносят уровень pH ниже 4,0 ². Кислые почвы в Амазонке приводят к тому, что многие озера и реки естественным образом имеют низкие значения pH ³⁸. Из-за растворенных гуминовых веществ от стока и поглощения источники «черной воды» могут иметь pH до 4,43. Источники «Клируотер» будут иметь немного более высокое, но все же кислое значение pH ³⁸. Вот почему рыбы-ангелы и дискусы из бассейна реки Амазонки могут вполне успешно развиваться в водах с pH всего 5.0 ²⁵.

   Морская вода имеет pH около 8,2, хотя он может колебаться от 7,5 до 8,5 в зависимости от местной солености. Уровень pH будет увеличиваться с увеличением солености, пока вода не достигнет насыщения карбонатом кальция (CaCO3) ¹⁶. Океаны обычно имеют более высокую щелочность из-за содержания карбонатов и, следовательно, обладают большей способностью буферизовать свободные ионы водорода ²⁷.

   Пресноводные озера, пруды и ручьи обычно имеют pH 6-8 в зависимости от окружающей почвы и коренных пород ²¹. В более глубоких озерах, где происходит расслоение (расслоение), pH воды обычно выше (7.5-8,5) у поверхности и ниже (6,5-7,5) на большей глубине ¹⁰. Некоторые штаты, такие как Аляска, пытаются поддерживать стандарт pH для качества воды. Стандарт качества воды Аляски требует уровней pH от 6,5 до 8,5 для защиты многих популяций лосося в штате.

   Соображения по стратификации

   Стратификация может привести к тому, что уровни pH в водоеме будут различаться выше и ниже границы.

   Стратификация обычно вызывается разницей температур в водоеме, где каждый слой воды не смешивается со слоями выше или ниже ³⁷.Эти слои разделены клинами, известными как термоклины (температурные разницы) или хемоклины (химические градиенты). Хемоклины могут быть основаны на кислороде, солености или других химических факторах, которые не пересекают границу, таких как углекислый газ. Из-за влияния CO2 на pH воды стратификация может привести к тому, что уровни pH будут различаться в зависимости от климата.

   Различия в уровнях pH между слоями воды возникают из-за увеличения CO2 в результате дыхания и разложения ниже термоклина. В кратерных озерах, таких как озеро Ниос или озеро Моноун, pH быстро падает с поверхностного уровня примерно с 7 до 5.5 ниже 60 м (на термоклине и хемоклине) ²⁶. Это значительное снижение происходит из-за насыщенного CO2, который накапливается в нижних слоях озера.

   Приспособляемость

   Хотя идеальные уровни pH для рыб составляют 7-8 (кровь рыб имеет pH 7,4) ²⁰, большинство рыб могут адаптироваться к уровню pH окружающей среды (6,0-9,0), если нет резких колебаний. . Резкое колебание считается сдвигом pH на 1,4 (вверх или вниз) ²². Для морской рыбы pH воды должен оставаться в пределах 7.5 и 8,5.

   Необычные уровни pH и последствия

   Каменные кораллы начинают обесцвечиваться и портиться по мере падения уровня карбоната и pH.

   Вредное воздействие становится заметным, когда pH воды падает ниже 5,0 или поднимается выше 9,6. Болезни из-за подкисления более выражены у морских рыб из-за их адаптации к более высокому pH. Когда уровень pH ниже оптимального, рыба становится восприимчивой к грибковым инфекциям и другим физическим повреждениям ¹⁶. Когда pH воды падает, растворимость карбоната кальция снижается, что препятствует росту раковины у водных организмов ¹⁶.В целом, на воспроизводство рыб влияет уровень pH ниже 5,0, и многие виды (например, морская рыба или чувствительная пресноводная рыба, такая как малоротый окунь) покидают этот район ²¹. Рыба начинает умирать, когда pH падает ниже 4,0 ².

   Низкий уровень pH может способствовать растворимости тяжелых металлов ¹². По мере увеличения уровня ионов водорода катионы металлов, таких как алюминий, свинец, медь и кадмий, попадают в воду, а не поглощаются осадком. По мере увеличения концентрации тяжелых металлов их токсичность также увеличивается.Алюминий может ограничивать рост и размножение, одновременно повышая уровень смертности при концентрациях всего 0,1-0,3 мг / л²². Кроме того, мобилизованные металлы могут поглощаться организмами во время дыхания, вызывая физиологический ущерб ²². Это особенно пагубно для таких видов, как радужная форель ¹³.

   С другой стороны, высокие уровни pH могут повредить жабры и кожу водных организмов и вызвать смерть при уровнях выше 10,0. В то время как некоторые африканские цихлиды хорошо себя чувствуют при высоком уровне pH (до 9.5), большинство рыб их не переносят. Смерть может наступить даже при типичном уровне (9,0), если в воде присутствует аммиак ²¹. При низких и нейтральных уровнях pH аммиак соединяется с водой с образованием иона аммония:

   Nh4 + h3O <=> Nh5 ⁺ + OH ^—

   Водоросли, устойчивые к низкому pH, могут образовывать цветы, которые могут убить озеро.

   Аммоний, Nh5⁺, нетоксичен и не влияет на водные организмы. Однако при уровне pH выше 9 уравнение меняется на противоположное, и аммиак попадает в воду ²².Аммиак, Nh4, чрезвычайно токсичен для водных организмов, и по мере увеличения pH уровень смертности увеличивается с увеличением концентрации Nh4.

   Со стороны экосистемы мхи могут начать вторгаться в водоем, когда pH воды падает ниже 5. В эвтрофных озерах могут доминировать водоросли, толерантные к pH, доводя уровни pH до дневных высоких и низких крайних значений, образуя цветение водорослей. может убить озеро ¹⁶.

   Щелочные и кислотные озера

   По всему миру разбросано множество озер с необычным уровнем pH.Щелочные озера, также известные как содовые озера, обычно имеют уровень pH от 9 до 12. Это часто связано с высоким содержанием соли (хотя не каждое соленое озеро имеет высокий pH). Эти озера имеют высокую концентрацию минералов, особенно растворенных солей: карбонатов и бикарбонатов натрия, кальция, магния ²⁸. В зависимости от озера также могут присутствовать бораты, сульфаты и другие элементы (обычно сильные основные ионы) ²⁹. Щелочные озера образуются, когда единственным выходом для воды является испарение, оставляя минералы для накопления ³.Эти минералы часто образуют колонны минеральных отложений, известные как колонны туфа. Многие щелочные озера являются коммерческим источником кальцинированной соды и поташа, в то время как другие являются популярными туристическими направлениями из-за их «волшебных» целебных свойств (из-за содержания минералов).

   Мыльное озеро в Вашингтоне — щелочное озеро, которое, как предполагается, обладает целебными свойствами (Фото предоставлено Стивеном Павловым через Wikipedia Commons) Кальцинированный фламинго, сохранившийся благодаря содовым минералам в озере Натрон. (Фото: © Ник Брандт, 2013 г. Предоставлено галереей Hasted Kraeutler, Нью-Йорк.)

   Печально известный пример щелочного озера — озеро Натрон в Танзании. Озеро Натрон имеет pH до 10,5 из-за высоких концентраций декагидрата карбоната натрия (кальцинированной соды) и бикарбоната натрия (пищевой соды), которые попадают в воду из окружающей почвы ³¹. В то время как озеро поддерживает процветающую экосистему, включая фламинго, щелочную тилапию и водоросли, устойчивые к pH, фотограф Ник Брант создал множество захватывающих изображений животных, погибших в этом озере ³. Тела этих животных сохраняются карбонатом натрия, очень похоже на древнеегипетский процесс мумификации.

   Кислотные озера обычно образуются возле вулканов, где серная кислота, сероводород, плавиковая кислота, соляная кислота и двуокись углерода могут попадать в воду ³². В невулканических районах кислотные озера также могут образовываться после кислотных отложений в результате таких явлений, как кислотные дожди, загрязнение или кислотный сток от горных работ ³³. Как и их щелочные аналоги, кислотные озера не имеют выхода, кроме испарения, в котором концентрируются сульфаты и кислоты. Кислоты могут попадать в воду через атмосферную диффузию в результате сжигания угля, кислотных дождей или после извержения.В вулканических озерах кислоты могут попадать в воду через активную фумаролу или вулканический источник.

   Отложения серы и железа на одном из кислых озер Даллола.

   Кислые озера в Даллоле в Эфиопии являются результатом кислотного выщелачивания из близлежащих вулканов. Сера и железо в воде оставляют желтые и ржавые отложения у кромки воды.

   При уровне pH ниже 5,0 некоторые организмы могут жить в кислых озерах. Однако есть одно заметное исключение: ельца Осорезан, или японская ельца.Эта рыба процветает в кислых водах озера Осорезан, комфортно отдыхая при pH 3,5, и плавает в водах с нейтральным pH только для нереста ³⁴.

   Подкисление океана

   По мере увеличения содержания CO2 в атмосфере растворенный CO2 будет увеличиваться, а pH воды снизится. (данные: NOAA / ESRL и Гавайский университет; кредит: SERC EarthLabs)

   Закисление океана вызвано притоком растворенного диоксида углерода. Поскольку уровни CO2 в атмосфере увеличиваются из-за антропогенных причин, растворенный CO2 также увеличивается, что, в свою очередь, снижает pH воды.

   Когда вода насыщается CO2, это не только снижает pH океана, но и истощает источники карбоната кальция ³⁵. Карбонат кальция, CaCO3, является необходимым ингредиентом для создания кораллов, раковин и экзоскелетов многих водных существ. По мере снижения уровня CO3²⁻ морским существам становится все труднее строить свои раковины.

   Как упоминалось в разделе «Двуокись углерода и pH», дополнительный CO2 увеличивает количество ионов водорода в воде, снижая pH:

   CO2 + h3O <=> h3CO3… h3CO3 <=> (H +) + HCO3⁻

   При уровне pH от 6.4 и 10.33, некоторые из этих ионов водорода присоединяются к карбонатным ионам ²²:

   (H +) + CO3 ^2- <=> HCO3 ^—

   Таким образом, по мере увеличения уровней CO2 доступность карбоната, CO3 ^2- уменьшается, уменьшая количество ³⁶, доступное для строительства из ракушек и кораллов.

   CO2 + h3O + CO3²⁻ <=> 2HCO3⁻

   При pH в океане 8,3 уровень карбонатов достаточно высок для строительства кораллов. По мере увеличения CO2 и снижения pH уровень карбонатов быстро падает ниже оптимального уровня.

   Высокий уровень CO2 также затрудняет поддержание текущих скорлуп из-за более низкого уровня pH и конкуренции за карбонат ³⁵.

   Кроме того, воздухонасыщение воды основано на парциальных давлениях из закона Генри. По мере увеличения уровня CO2 в воздухе увеличивается и их парциальное давление. Это снижает парциальное давление кислорода, снижая уровень его насыщения и способствуя гипоксии (низкий уровень O2) ³⁵.

   Хотя океаны никогда не станут «кислыми» (с pH менее 7), даже небольшое понижение pH вызывает стресс у морских организмов и увеличивает уровень смертности.pH является логарифмическим, что означает, что уменьшение на 0,1 эквивалентно почти 30% увеличению кислотности ³⁵.

   Процитируйте эту работу

   Fondriest Environmental, Inc. «pH воды». Основы экологических измерений. 19 ноября 2013 г. Web. .

   Дополнительная информация

   Химическая реактивность | Grandinetti Group

   Водород

   В отличие от остальных элементов Группы 1А, которые существуют в виде металлов, элементарный водород существует в виде газообразных молекул H ₂ .Соединения, образующиеся между водородом и неметаллами, являются скорее молекулярными, чем ионными. (, то есть , водород образует ковалентные связи с неметаллами). Например, водород реагирует с галогенами (группа VIIA) согласно:

   .

   где X может быть любым галогеном, таким как F, Cl, Br или I. Водород в этих соединениях имеет степень окисления +1, а галогены — -1. Точно так же водород предсказуемо реагирует на другие элементарные неметаллы:

   2 H _{2 (г)}
   +
   O _{2 (г)} →
   2 H ₂ O _(г)

   8 H _{2 (г)}
   +
   S _{8 (с)} →
   8 H ₂ S _(г)

   3 H _{2 (г)}
   +
   N _{2 (г)} →
   2 NH _{3 (г)}

   Водород может также образовывать соединения с более активными металлами с образованием ионных гидридов .Например, гидрид лития образуется в соответствии с:

   2 Li _(т)
   +
   H _{2 (г)} →
   2 LiH _(т)

   Металл (в данном случае Li) теряет электрон, чтобы стать катионом, а H приобретает электрон, чтобы стать H ^– (гидрид-анион), который имеет заряд -1. Вот еще один пример:

   Mg _(т)
   +
   H _{2 (г)} →
   MgH _{2 (т)}

   Получая электрон, ион гидрида получает стабильную электронную конфигурацию замкнутой n = 1 оболочки, то есть конфигурацию благородного газа He.

   Кислород

   Кислород — это элемент группы 6А. Элементарный кислород присутствует в двух формах: газообразный кислород (O ₂ ) и газообразный озон (O ₃ ). Различные формы элемента в одном и том же состоянии называются Аллотропами .

   Реакции кислорода с металлами

   Когда кислород вступает в реакцию с большинством металлов, образуется оксид металла, где кислород имеет степень окисления -2. Например, оксид цинка образуется, когда металлический цинк реагирует с газообразным кислородом:

   2 Zn _(т)
   +
   O _{2 (г)} →
   2 ZnO _(т)

   и оксид алюминия образуется, когда металлический алюминий реагирует с газообразным кислородом:

   4 Al _(т)
   +
   3 O _{2 (г)} →
   2 Al ₂ O _{3 (с)}

   Однако есть некоторые исключения, которые мы рассмотрим далее.

   Группа IA Металлы — щелочные металлы

   Поскольку щелочные металлы настолько активны, продукт их реакции с газообразным кислородом — это не то, чего можно было ожидать. Хотя металлический литий реагирует с газообразным кислородом с образованием оксида лития, как и следовало ожидать:

   4 Li _(т)
   +
   O _{2 (г)} →
   2 Li ₂ O _(т) ,

   когда металлический натрий реагирует с газообразным кислородом в тех же условиях, он образует пероксид натрия:

   2 Na _(т)
   +
   O _{2 (г)} →
   Na ₂ O _{2 (с)}

   а очень активные щелочные металлы, калий, рубидий и цезий, реагируют с газообразным кислородом с образованием супероксидов:

   Металлы группы IIA — щелочноземельные металлы

   Кислород реагирует с большинством щелочноземельных металлов с образованием оксида металла:

   2 Месяца _(т)
   +
   O _{2 (г)} →
   2 МО _(т)

   Например,

   Однако кислород соединяется с металлическим барием, наиболее активным из этой группы, с образованием пероксида:

   Ba _(т)
   +
   O _{2 (г)} →
   BaO _{2 (т)}

   Реакции между кислородом и неметаллами (кроме групп 7A и 8A)

   Когда кислород соединяется с неметаллами в их элементарной форме, продукт представляет собой оксид неметалла.Например, кислород реагирует с твердым углеродом с образованием моноксида углерода или диоксида углерода соответственно, как показано ниже (реакция не сбалансирована):

   C _(т)
   +
   O _{2 (г)} →
   CO _(г)
   или же
   CO _{2 (г)}

   Аналогичным образом кислород реагирует с твердым фосфором с образованием гептоксида тетрафорфора или декоксида тетрафорфора соответственно, как показано ниже (реакция не сбалансирована):

   П _{4 (т)}
   +
   O _{2 (г)} →
   P ₄ O _{6 (г)}
   или же
   P ₄ O _{10 (г)}

   При взаимодействии с твердой серой кислород образует газообразный диоксид серы:

   S _{8 (т)}
   +
   8 O _{2 (г)} →
   8 SO _{2 (г)}

   Оксидные реакции

   Реакции с неметаллическими оксидами

   Оксиды неметаллов кислые.Если оксид неметалла растворяется в воде, он образует кислоту.

   Оксид неметалла
   +
   Воды
   →
   Кислота

   Например,

   SO _{3 (г)}
   +
   H ₂ O _(л) →
   H ₂ SO _{4 (водн.)}

   N ₂ O _{3 (г)}
   +
   H ₂ O _(л) →
   HNO _{2 (водн.)}

   Оксиды неметаллов могут быть нейтрализованы основанием с образованием соли и воды.

   Оксид неметалла
   +
   База
   →
   Соль
   +
   Воды

   Например,

   SO _{3 (г)}
   +
   Ba (OH) _{2 (водн.)} →
   BaSO _{4 (водн.)}
   +
   H ₂ O _(л)

   П ₄ О _{10 (т)}
   +
   12 NaOH _(водн.) →
   4 Na ₃ PO _{4 (водн.)}
   +
   6 H ₂ O _(л)

   Реакции оксидов металлов

   Оксиды металлов основные.Если оксид металла растворяется в воде, он образует гидроксид металла.

   Оксид металла
   +
   Воды
   →
   Гидроксид металла

   Например,

   BaO _(т)
   +
   H ₂ O _(л) →
   Ba (OH) _{2 (водн.)}

   К ₂ О _(т)
   +
   H ₂ O _(л) →
   2 КОН _(водн.)

   Как и любое основание, эти основания можно нейтрализовать кислотой с образованием соли и воды.

   Оксид металла
   +
   Кислота
   →
   Соль
   +
   Воды

   Примеры:

   CuO _(т)
   +
   2 HNO _{3 (водн.)} →
   Cu (NO ₃ ) _{2 (водн.)}
   +
   H ₂ O _(л)

   Al ₂ O _{3 (с)}
   +
   6 HCl _(водн.) →
   2 AlCl _{3 (водн.)}
   +
   3 H ₂ O _(л)

   Как правило, чем более металлический характер имеет элемент, тем более основным будет его оксид.Точно так же, чем более неметаллический характер имеет элемент, тем более кислым будет его оксид. Металлический характер элемента можно определить по его положению в таблице Менделеева:

   Наконец, отметим, что соль также может образовываться в результате прямой реакции металла и неметалла.

   Металл
   +
   Неметалл
   →
   Соль

   Например,

   2 Al _(т)
   +
   3 Br _{2 (л)} →
   2 AlBr _{3 (т)}

   Домашнее задание от

   Chemisty, The Central Science, 10-е изд.

   7,53, 7,55, 7,57, 7,59, 7,61, 7,65, 7,67, 7,69, 7,71, 7,73, 7,77

   Метод анализа pH и щелочности

   Проект ARM На главную | Информация для волонтеров | Результат

   pH и щелочность

   Метод отбора проб из озера — Метод отбора проб из реки — Протоколы анализа — Техническое обслуживание pH-электрода

   ** Для СОП, утвержденного Департаментом охраны окружающей среды штата Массачусетс, получите файл в формате pdf для озер или рек **

   Справочная информация

   pH — это мера концентрации ионов водорода в воде по шкале 1.От 0 до 14.0. Чем ниже pH воды, тем она более кислая. Чем выше pH воды, тем она более щелочная или щелочная. pH влияет на многие химические и биологические процессы в воде, и разные организмы имеют разные диапазоны pH, в которых они процветают. Большинство водных животных предпочитают диапазон pH от 6,5 до 8,0. pH за пределами этого диапазона снижает разнообразие в потоке, потому что он оказывает стрессовое воздействие на физиологические системы большинства организмов и может снизить воспроизводство. Низкий pH также может позволить токсичным элементам и соединениям, таким как тяжелые металлы, стать мобильными и «доступными» для поглощения водными растениями и животными.Опять же, это может создать условия, токсичные для водных организмов, особенно для таких чувствительных видов, как форель.

   Изменения кислотности могут быть вызваны атмосферным выпадением (кислотный дождь или кислотный шок от таяния снега), окружающими породами и сбросами сточных вод. Технически шкала pH измеряет логарифмическую концентрацию ионов водорода (H +) и гидроксида (OH-), которые составляют воду (H + + OH- = h30). Когда оба типа ионов находятся в равной концентрации, pH равен 7,0 или нейтрален. Ниже 7.0 вода кислая (ионов водорода больше, чем гидроксид-ионов). Когда pH выше 7,0, вода щелочная или щелочная (гидроксид-ионов больше, чем ионов водорода). Поскольку шкала логарифмическая, снижение pH на 1,0 означает 10-кратное увеличение кислотности. Таким образом, образец воды с pH 5,0 в десять раз более кислый, чем образец с pH 6,0. pH 4,0 в 100 раз кислотнее pH 6,0.

   Щелочность — это мера «буферной способности реки» или ее способности нейтрализовать кислоты.Щелочные соединения в воде, такие как бикарбонаты (пищевая сода — один из видов), карбонаты и гидроксиды, удаляют ионы H + и снижают кислотность воды (что означает повышение pH). Обычно они делают это путем объединения с ионами H + для создания новых соединений. Без этой способности нейтрализовать кислоту любая кислота, добавленная в реку, вызовет немедленное изменение pH. Измерение щелочности важно для определения способности реки нейтрализовать кислотное загрязнение (измеряемое по pH) в результате дождя или таяния снега.Это один из лучших показателей чувствительности реки к поступлению кислоты. Щелочность возникает из-за горных пород и почв, солей, определенных видов деятельности растений и некоторых сбросов промышленных сточных вод. Общая щелочность измеряется путем отбора пробы воды и измерения количества кислоты, необходимой для доведения pH пробы до 4,2. При этом pH все щелочные соединения в образце «израсходованы». Результат выражается в миллиграммах на литр (мг / л) карбоната кальция.

   В рамках проекта по мониторингу кислотных дождей в Массачусетсе воды классифицируются по щелочности следующим образом:

   <0 * мг / л: Подкисленный	> 5-10 мг / л: высокочувствительный
   > 0-2 мг / л: критическое	> 10-20 мг / л: чувствительный
   > 2-5 мг / л: под угрозой исчезновения	> 20 мг / л: не чувствительно

   ^* и pH менее 5.0.

   Метод отбора проб озер

   Полевое оборудование

   • Бутыль для проб из полиэтилена высокой плотности, 500 мл
   • Полевой лист данных
   • Охладитель и колит или лед
   • Сумка на молнии (размер 1 галлон)

   Метод

   Примечание: Положите достаточно льда или его эквивалента в холодильник, чтобы как можно скорее снизить температуру пробы до 4 ° C.

   Метод отбора проб для рек

   Полевое оборудование

   • Бутыль для проб из полиэтилена высокой плотности, 500 мл
   • Полевой лист данных
   • Охладитель и колит или лед
   • Сумка на молнии (размер 1 галлон)

   Протокол отбора проб

   Пробы следует брать из проточной воды.Вода должна быть глубже бутылок для образцов, и на ней не должно быть накипи и мусора. Если вода на вашем обычном месте отбора проб недостаточно глубока, поищите поблизости другое место, которое в равной степени репрезентативно для этого места, но глубже. Если его нет, не собирайте образец и укажите на своем полевом листе, что уровень воды слишком низкий. Обратите внимание, что отбор проб из стримбанка не рекомендуется, так как это может привести к нерепрезентативным пробам.

   Осторожно войти в ручей, поднимаясь вверх по течению, избегая взбалтывания донных отложений.Перед взятием пробы дождитесь, пока не вернутся условия, предшествующие возмущению (из-за перехода вброд). Если вы плывете в каноэ, попросите вашего партнера удерживать его.

   Если возможно, возьмите пробу в середине потока. В противном случае отойдите от берега как можно дальше от берега. Пройдите вверх по течению и соберите пробу так, чтобы вы не стояли и не плыли перед бутылкой.

   Откройте крышку пробоотборника и трижды промойте речной водой: частично наполните бутыль, закройте крышку, встряхните и опорожните вниз по потоку.

   Для взятия пробы полностью погрузите бутыль под воду, наполнив до перелива.

   Закройте бутылку крышкой, пока она находится под водой, чтобы удалить воздух из емкости для проб.

   Вернитесь на берег и поместите образец в холодильник со льдом.

   Заполните сразу полностью лист реки, указав «pH / ANC» в столбце «Химия»

   Начало страницы

   ---

   Метод анализа

   Измерение pH

   Требуемое оборудование:

   • pH-метр
   • Буферы (4.01 и 7.00)
   • Вода деионизированная или дистиллированная
   • Стеклянный стакан 150 мл
   • Магнитная мешалка
   • Мешалка
   • Градуированный цилиндр на 100 мл (опция для измерения pH)

   После калибровки глюкометра с помощью буферов промойте электрод (ы) и стеклянную посуду дистиллированной или деионизированной водой.Тщательно отмерьте 100 мл образца и поместите в стакан на 150 мл для определения pH и щелочности. Поместите промытый электрод в исследуемый образец. Мы настоятельно рекомендуем перед анализом дать всем образцам нагреться до комнатной температуры в плотно закрытой бутылке. Если вы проводите другие анализы с пробой воды, имейте в виду, что pH следует анализировать в течение 5 минут после открытия бутылки с пробой. Образец следует очень осторожно перемешивать, желательно магнитной мешалкой. Для стабилизации показаний может потребоваться до 3 минут.После стабилизации, но не более 5 минут, запишите pH пробы с точностью до 0,01 единицы pH

   Измерение щелочности

   Требуемое оборудование:

   • pH-метр
   • Электрод многоразового использования
   • Буферы (4.01 и 7.00)
   • Вода деионизированная или дистиллированная
   • Стеклянный стакан 150 мл
   • Магнитная мешалка
   • Мешалка
   • Градуированный цилиндр 100 мл
   • Цифровой титратор
   • Картридж с серной кислотой 0,16N

   После установки картриджа с серной кислотой на место в цифровом титраторе Hach обязательно перемещайте поршень вручную до тех пор, пока титрант не будет вытеснен из наконечника подачи.Сделайте это, как если бы вы использовали шприц для подкожных инъекций, наконечником доставки вверх для удаления пузырьков. Убери все пузыри! Затем продвигайте поршень, используя ручку подачи на конце титратора, до тех пор, пока вы не будете уверены, что наконечник подачи заполнен раствором. Убедитесь в отсутствии утечек в месте соединения наконечника с картриджем. Хорошо промойте наконечник дистиллированной водой или образцом; это важно, потому что титрант концентрированный и немного помогает. Сбросьте счетчик на ноль, и вы готовы к титрованию.

   После завершения титрования и записи количества использованного титранта промойте наконечник выдачи дистиллированной водой или следующей пробой, сбросьте счетчик (ЭТО ЛЕГКО ЗАБЫТЬ, КОГДА ЗАНЯТ), и вы сразу готовы к следующей пробе.

   Титрование проходит лучше, если наконечник подачи находится под поверхностью титруемого раствора. Для одного или двух образцов титратор можно держать в руке, однако его легче закрепить на кольцевой стойке с помощью зажима.Старайтесь, чтобы титратор оставался вертикальным во время всех титрований; размещение титратора горизонтально на столе между титрованием может привести к появлению пузырьков в наконечнике.

   Поставляемые картриджи с кислотой содержат 0,16N серную кислоту. Наши воды, как правило, имеют довольно низкую щелочность, поэтому мы используем специальную процедуру определения щелочности по двойной конечной точке, чтобы точно измерить щелочность ниже 20 мг / л.

   После считывания и записи pH, как описано выше, титруйте

   с цифровым титратором и картриджем с серной кислотой до pH 4.5; записать использованный титрант как A. Продолжайте титрование до pH 4,2. Запишите титрант, использованный до этой точки, как B. Если начальное значение pH меньше 4,5, запишите начальное значение pH. Титровать до тех пор, пока pH не станет на 0,3 единицы ниже начальной точки. Введите цифры титранта, используемые как B; A = 0. Запишите значение pH, на котором вы остановились (для проверки точности). Мы будем использовать компьютеры для расчета щелочности, но вы можете сделать свои собственные расчеты, используя приведенные ниже формулы. Примеры помогут прояснить, какие формулы могут несколько запутать.

   A = цифры, используемые для pH 4,5
   B = цифры, используемые для pH на 4,2 или 0,3 единицы pH ниже начального значения (общий титрант, включая A)
   Двойная конечная щелочность = (2A — B) x 0,1

   ПРИМЕР: Образцу требовалось 120 цифр для достижения pH 4,5. Для достижения pH 4,2 потребовалось еще 15 цифр, всего 135 цифр. Следовательно, A = 120 и B = 135.
   Двойная конечная щелочность = (240 — 135) x 0,1 = 10,5 мг / л

   ПРИМЕР: Образец имел исходное значение pH 4.3. Для понижения pH до 4,0 в образце требовалось 22 цифры. Следовательно, A = 0; B = 22.
   Двойная конечная щелочность = (0-22) x 0,1 = -2,2 мг / л

   Хотя может показаться, что отрицательное значение щелочности не имеет большого смысла, это чрезвычайно важный показатель для оценки подкисления.

   Уход и обслуживание pH-электрода

   Общие процедуры ухода за электродами и обращения с ними очень важны в вашей лаборатории, потому что измерения pH будут соответствовать состоянию вашего электрода (-ов).Для большей точности измерений и увеличения срока службы электродов существует несколько областей ухода за электродами, с которыми вам следует ознакомиться.

   Хранилище

   Стеклянные комбинированные или отдельные электроды pH и сравнения должны оставаться влажными. Для электрода сравнения требуется свободно протекающий спай, поэтому обязательно поддерживайте уровень заполняющего раствора сравнения на уровне, значительно превышающем уровень хранения или раствора образца. Это обеспечит положительное напорное давление, которое вытесняет заполняющий раствор через переход. вместо раствора для хранения в зонд.

   Для сухого хранения гильза или заглушка должны закрывать заливное отверстие, чтобы уменьшить поток заполняющего раствора. Однако во время измерения или хранения в буфере с pH 4 эту втулку или заглушку необходимо сдвинуть или снять, чтобы обеспечить поток раствора сравнения в образец.

   Для получения более быстрого отклика электрода стеклянный электрод следует хранить в слабокислом растворе. В защитный колпачок стеклянного электрода нанесите одну или две капли буфера с pH 4 и осторожно наденьте колпачок на электрод.Дистиллированная вода извлекает ионы из колбы, вызывая более медленную реакцию; Буфер pH 7 в течение длительного периода времени слегка стареет электрод.

   При использовании отдельного электрода сравнения лучшим решением было бы поместить электрод сравнения в его собственный заполняющий раствор, но это может привести к беспорядку. Подача KCl по обеим сторонам соединения делает его более свободным. Чтобы уменьшить солевую корку насыщенного раствора, можно использовать примерно 0,1 М раствор KCl, но только для хранения.Опыт показывает, что в большинстве случаев достаточно просто закрыть заливное отверстие защитным кожухом и хранить в сухом виде при соблюдении процедуры замачивания.

   Для комбинированных электродов храните электрод в комбинированном растворе приблизительно 0,1 М KCl в буфере с pH 4.

   За день или более до анализа погрузите оба электрода в буфер с pH 4 и во время анализа поместите электроды в тот же буфер, когда они не используются.

   Раствор для заполнения электрода сравнения

   Внимательно прочтите инструкции, прилагаемые к электродам.Насыщенные каломельные электроды сравнения, такие как те, которые используются в проекте мониторинга кислотных дождей, должны быть заполнены , а не растворами, содержащими хлорид серебра (AgCl). Мы используем только растворы 4M KCl. Однако наиболее распространенным раствором для заполнения комбинированных электродов является 4 M KCl, насыщенный AgCl. Убедитесь, что вы выбрали правильный заливочный раствор для вашего электрода (-ов), и дважды проверьте, соответствует ли ваш заполняющий раствор этим требованиям.

   Постоянно заполненные или гелевые электроды Из-за их уникального микропористого соединения рекомендуется хранить их в сухом виде.

   Предварительное испытание отклика электрода

   Если ваш электрод показывает медленный отклик, недостаточный интервал между двумя значениями буфера или чрезмерную чувствительность к перемещению электрода, может потребоваться омоложение для улучшения характеристик.

   Отклик зависит от электрода и раствора, в котором он находится. Обычно рабочие электроды достигают 0,05 единиц pH от конечного значения в буфере в течение 10 секунд. Стабильное показание (изменение менее 0,01 единицы pH в минуту) должно быть достигнуто в пробах пресной воды в течение одной или двух минут.Если вам придется ждать слишком долго (5 минут и более), то сам pH может измениться из-за контакта пробы воды с воздухом.

   Для электродов может также потребоваться регулировка наклона до значений, значительно отличающихся от 100% для двухточечной калибровки. Если есть сомнения, выполните следующий тест:

   Установите для глюкометра наклон 100% и комнатную температуру, затем выполните стандартизацию, как обычно, с помощью буфера pH 7. Не перемещая шкалу крутизны, считайте буфер pH 4. Оно должно быть от 3,85 до 4.15; установите наклон на pH 4, наклон должен составлять от 95% до 105%.

   Если ваш электрод демонстрирует одну из вышеперечисленных проблем или чувствителен к движению, следует провести омоложение.

   Омоложение стеклянным электродом

   Для обработки колбы электрода pH:

   Используйте по 1 флакону кислоты и основания (0,1 н.).

   БУДЬТЕ ОСТОРОЖНЫ ПРИ ОБРАЩЕНИИ С ЭТИМИ РЕШЕНИЯМИ. ЕСЛИ ВЫ ПОЛУЧИТЕ КАКИЕ-ЛИБО, СМЫЙТЕ БОЛЬШОЙ ВОДОЙ.

   • Окуните колбу электрода в кислоту и подождите, пока глюкометр не покажет pH ~ 1
   • Промойте электрод, затем погрузите его в основание.Подождите, пока глюкометр не покажет pH ~ 13
   • Повторите этот цикл ополаскивания и окунания несколько раз (минимум 3 раза, лучше 6 раз)
   • Для последнего цикла вы можете оставить электрод в базе на 5 минут, затем ненадолго в кислоте, пока pH не достигнет ~ 1
   • Затем промойте электрод водопроводной водой и оставьте на 2 часа в буфере с pH 4.
   • Промойте электроды и повторно откалибруйте глюкометр, как вы обычно делаете с буферами pH 7 и pH 4.

   Для обработки электрода сравнения:

   Замените 4M раствор KCl в электроде сравнения и избавьтесь от кристаллов, которые могли образоваться.Если кристаллов много, встряхните раствор, налейте деионизированную чистую воду в заливное отверстие и погрузите кончик электрода в горячую водопроводную воду на 15 минут или около того, пока кристаллы не растворятся. Затем вытряхните всю жидкость из заливного отверстия электрода сравнения и снова залейте свежим 4 M KCl. Перед использованием дайте электроду постоять при комнатной температуре на полчаса. Часто добавляйте больше 4M раствора KCl к электроду сравнения, так как он будет постоянно вытекать и испаряться. Раствор в электроде должен находиться в пределах ½ дюйма от заливного отверстия.Отверстие должно быть открытым при считывании pH, но закрывать его, когда вы закончите в течение дня, иначе раствор испарится и образуются новые кристаллы (но не закрывайте отверстие, если вы будете хранить электрод в растворе с pH 4). Если у вас все еще есть проблемы с медленным откликом, попробуйте потереть кончиком синие джинсы или очень мелкую (зернистость 600) наждачную бумагу.

   Для комбинированных электродов выполните обе процедуры, описанные выше.

   Заключительный тест на линейность

   Стандартизируйте счетчик, как описано ниже.Промойте электроды и чашку для образцов чистой деионизированной водой. Затем оттитруйте 100,0 мл деионизированной воды 0,16N кислотой следующим образом: Убедитесь, что ваш цифровой титратор работает, и сбросьте его до нуля. Добавьте 10 цифр кислоты, запишите цифры и pH, увеличьте кислотность до 20 цифр, запишите pH; повторяйте, пока не добавите 100 цифр кислоты, и остановитесь. Отправьте нам результаты, и мы отправим вам отчет. Если вы хотите увидеть результаты самостоятельно, попробуйте построить график зависимости концентрации ионов водорода (H = 10 (-pH)) отцифры и посмотрите, прямая ли линия.

   Чувствительность движения

   Если ваш глюкометр дает дикие показания и чувствителен к прикосновениям, возможно, он не заземлен. Попробуйте использовать трехконтактную вилку или подсоедините провод от счетчика к трубе с холодной водой. Иногда проблему колебания или непротиворечивости показаний можно решить, отсоединив и повторно подключив электродные соединители несколько раз. Очевидно, оксидный слой иногда может вызывать эти симптомы.

   Калибровка

   pH-метр следует стандартизировать (откалибровать) перед анализом пробы и после каждых 25 анализов проб. Буферы должны быть комнатной температуры (68 ° F). Удалите электроды из буферного раствора с pH 4, в котором они пропитались не менее одного дня. Промыть деионизированной водой. Вставьте электроды в буферный раствор с pH 7,00 и поверните шкалу калибровки до тех пор, пока на глюкометре не отобразится точное значение pH 7,00. Снимите электроды и промойте деионизированной водой.Поместите электроды в буфер с pH 4,01 и отрегулируйте наклон до тех пор, пока измеритель не покажет pH 4,01. Промыть деионизированной водой.

   Примечание о буферах . Точность измерения pH напрямую зависит от точности стандартного буферного раствора, используемого для калибровки вашего pH-метра. Чтобы поддерживать разумную степень точности при измерении pH, следует соблюдать ряд мер предосторожности, касающихся ухода за буферами и их использования. К ним относятся:

   1.Не используйте буферы по истечении срока их годности. Рост плесени, абсорбция CO2 и загрязнение вызывают изменения pH буферного раствора.
   2. Не используйте буферы, в которых есть плесень.
   3. Всегда закрывайте емкость с буфером при хранении, чтобы предотвратить загрязнение и уменьшить поглощение CO2.
   4. Значения pH-буфера меняются в зависимости от температуры. Обязательно измерьте температуру буфера и найдите его значение при этой температуре перед стандартизацией измерителя (см. Ниже).
   5. Не наливайте использованный буфер обратно в бутыль.

   Значения буфера при различных температурах

   Температура		Буферы
   ° С	° F	pH 4		pH 7
   0	32	4,003		7,119
   5	41	3,998		7.086
   10	50	3.996		7,058
   15	59	3,996		7.035
   20	68	3,999		7.015
   25	77	4,004		7.000
   30	86	4,011		6,998

   pH и щелочность QA / QC

   Контроль качества pH и щелочности состоит из нормального измерения pH и титрования образца, подготовленного WRRC и отправленного вам перед сбором на месте.Таких образцов будет три. За несколько дней до отбора проб вы получите от нас первый образец для обеспечения / контроля качества вместе с открыткой для отчета о ваших результатах. Это диагностический образец. Следуйте процедурам, описанным для измерения pH и щелочности. Проанализируйте две отдельные аликвоты этого образца и сообщите нам о своих результатах на открытке. Вам позвонят, если мы обнаружим существенное несоответствие между нашими ожиданиями и вашими измерениями. Мы будем работать с вами, чтобы устранить проблему, чтобы вы были уверены в качестве анализа полевых проб.Два других образца QA / QC будут доставлены непосредственно перед отбором образцов в полевых условиях. В отличие от первой выборки QA / QC, они используются для документирования качества данных, помогая нам статистически определять точность и точность вашего анализа. Проанализируйте две отдельные аликвоты одной из них непосредственно перед измерением pH и щелочности полевых проб; проанализируйте две отдельные аликвоты второй пробы QA / QC сразу после анализа полевых проб. Другими словами, первые два анализируемых образца должны быть из одной из бутылей QA / QC, затем проанализировать полевые пробы и, наконец, проанализировать две пробы из другой бутылки QA / QC.Результаты должны быть указаны в паспорте лаборатории pH и щелочности.

   Начало страницы

   Характеристика кислотных и основных центров на поверхности диоксида циркония и наночастиц с помощью молекул адсорбированных зондов: теоретическое исследование

   Кислотные свойства: адсорбция CO

   В этом разделе мы исследуем кислотность атомов Zr в различных структурах ZrO ₂ . Обсуждаются изменения частоты растяжения и ЯМР ¹³ C и ¹⁷ O адсорбированного CO по сравнению со свободной молекулой CO.

   Обычный m-ZrO

   ₂ (\ (\ bar {1} 11 \)) и t-ZrO ₂ (101) Поверхности

   На m-ZrO ₂ (\ (\ bar {1} 11 \)) имеется четыре неэквивалентных атома Zr, рис. 1. Zr-A, Zr-B и Zr-C координированы шестикратно, Zr _6c , тогда как Zr-D координирован семикратно. , Zr _7c . На рис. 2a – c показана адсорбция CO на Zr-A на -C соответственно. Свойства адсорбции CO на всех поверхностях из диоксида циркония приведены в таблице 1. Во время оптимизации, начиная с CO на Zr-D, CO переходит в Zr-A.Энергии адсорбции (E _ADS ) CO на атомах Zr находятся в диапазоне от -0,49 до -0,56 эВ, таблица 1. Частоты CO смещены в синий цвет относительно свободного CO, от минимума + 12 до максимум + 29 см ⁻¹ . Экспериментально сдвиги + 31 / + 51 см ^-1 были зарегистрированы для CO на m-ZrO ₂ [56]. Длина связи C – O немного уменьшается при адсорбции на поверхностях как m-, так и t-ZrO ₂ . Расстояния связей Zr-C находятся в диапазоне 2,506–2.576 Å. Связывание CO с поверхностью не подразумевает переноса заряда, как это показывают чистые заряды Бейдера CO, которые всегда меньше 0,03 | e | по абсолютной величине (см. Таблицу S1).

   Рис. 1

   Положение атомов Zr (большие синие сферы: AD) и атомов O (маленькие красные сферы: 1–8) на первом слое m-ZrO ₂ (\ (\ bar {1} 11 \)) поверхность. a сбоку, b Вид сверху

   Рис.2

   Оптимальные структуры CO на обычных, a — d и ступенчатых, e — h , ZrO ₂ поверхностей.Панели a от до c , e и f показывают адсорбцию на поверхностях m-ZrO ₂ , а панели d , g и h — адсорбцию на t-ZrO ₂ поверхностей. Синие, красные и коричневые сферы представляют собой атомы Zr, O и C соответственно

   Таблица 1 Энергия адсорбции (E _ADS , эВ), длина связи (R, Å), частота валентных колебаний C – O (ν, см ⁻¹ ) и ¹³ C химический сдвиг (δ _iso , ppm) CO на поверхностях ZrO ₂ и Zr ₁₆ O ₃₂ и Zr ₄₀ O ₈₀ наночастиц

   Результаты ¹³ C ЯМР показывает, что атом C адсорбированного CO экранирован, и δ _iso ( ¹³ C) уменьшается примерно на -9 м.д. и переходит в более высокое поле.Изменения химического сдвига ¹⁷ O атома O CO незначительны и не будут обсуждаться далее.

   На поверхности t-ZrO ₂ (101) находится только один вид циркония, 7-координированный катион циркония (Zr _7c ), рис. 2г. Взаимодействие CO с Zr _7c имеет энергию адсорбции -0,50 эВ, близкую к вычисленной для центров Zr _6c на поверхности m-ZrO ₂ (\ (\ bar {1} 11 \)), см. Таблицу 1. Частота валентных колебаний C – O и δ _iso ( ¹³ C) сдвинуты на + 7 см, ⁻¹ и –2 м.д., соответственно.Экспериментальные данные по изменению частоты валентных колебаний C – O на поверхности t-ZrO ₂ приведены + 51 см ^-1 [18]. Разница в наших расчетах связана с тем, что для получения количественной оценки этого свойства необходимо включить более высокие уровни теории (гибридные функционалы) и поправку на ангармонические эффекты. С другой стороны, тенденция верна, и частоту растяжения СО можно безопасно использовать для исследования различных кислотных центров на поверхности диоксида циркония.

   Ступенчатый m-ZrO

   ₂ (\ (\ bar {2} 12 \)) и t-ZrO ₂ (134) Поверхности

   В этом разделе мы исследуем адсорбцию CO на низкокоординированных участках Zr на ступенчатый m-ZrO ₂ (\ (\ bar {2} 12 \)), рис. 2e, f, и t-ZrO ₂ (134), рис. 2g, поверхности. Максимальные и минимальные энергии адсорбции CO, — 0,61 и — 0,39 эВ, наблюдаются для Zr _6c и Zr _7c на ступенчатых (рис. 2g) и регулярных террасах (рис. 2h) узлах t-ZrO _{. 2} (134) соответственно.Кроме того, сдвиг в частоте растяжения CO на ступенчатом участке t-ZrO ₂ (134) является самым большим наблюдаемым + 36 см ^-1 (для сравнения со сдвигом на -4 см ^-1 на плоский участок ступеньки). Расстояние связи C с Zr составляет от 2,506 до 2,638 Å.

   На рис. 3 мы построили график изменения частоты валентных колебаний CO в зависимости от энергии адсорбции E _ADS для всех рассмотренных структур диоксида циркония.

   Рис.3

   График зависимости E _ADS от Δν _CO молекулы CO на регулярной и ступенчатой ​​поверхностях (рис.2a – h) и наноструктуры (Рис. 4c – h) ZrO ₂

   В таблице 1 мы представили химические сдвиги ¹³ C (δ _iso ) адсорбированного CO. При адсорбции δ _iso ( ¹³ C) CO сдвигается в сторону более низких частей на миллион (от -1 до -3 частей на миллион для тетрагональных и от -8 до -10 частей на миллион для моноклинных поверхностей), в то время как изменения ¹⁷ O ЯМР адсорбированного CO не заметны. Эти сдвиги кажутся слишком маленькими, чтобы можно было измерить различные свойства различных кислотных центров.

   ZrO

   ₂ Наночастицы

   Теперь мы рассмотрим два стехиометрических кластера диоксида циркония для моделирования свойств наноструктур диоксида циркония. Подробности о том, как они были получены, и об их электронной структуре можно найти в [34,35,36,37]. Мы исследовали адсорбцию CO на различных поверхностных атомах Zr Zr ₁₆ O ₃₂ (рис. 4a – d) и Zr ₄₀ O ₈₀ (рис. 4e – h). Энергия адсорбции CO находится в диапазоне от -0,50 до -0.85 эВ, т.е. немного сильнее, чем на обычной поверхности. Расстояния связей CO, за двумя исключениями, немного сокращены по сравнению со свободной молекулой (1,144 Å), эффект, который приводит к положительному сдвигу частоты колебаний CO от + 23 до + 60 см ^-1 , см. Таблицу 1 Однако два режима адсорбции CO на Zr ₁₆ O ₃₂ , рис. 4a и b, демонстрируют сдвиги в красную область частоты валентных колебаний C – O на -53 и -9 см ^-1 , соответственно. Это явное указание на то, что некоторые ионы Zr на наночастицах ZrO ₂ все еще имеют остаточную электронную плотность, которая должна быть возвращена 2π * МО адсорбированной молекулы CO.По той же причине изменения в δ _iso ( ¹³ C) выходят за пределы диапазона по сравнению с другими сайтами (рис. 4c – h), см. Таблицу 1. Это показывает, что некоторые специфические центры Zr в стехиометрические наночастицы имеют гораздо более слабый кислотный характер, чем другие центры. Связывание CO с апикальным сайтом Zr Zr ₁₆ O ₃₂ , фиг. 4a, показывает сдвиг частоты CO и сигнал ЯМР, полностью отличающийся от других сайтов. Это явное проявление того факта, что мы находимся в немасштабируемом режиме, когда свойства меняются с размером, но также и с рассматриваемым сайтом.Здесь частичное накопление заряда на апикальном атоме Zr приводит к усиленному обратному донорству в CO, что усиливает связь с наночастицей. Наличие таких центров не наблюдается в частицах диоксида циркония большего размера.

   Рис.4

   Оптимальные структуры CO на наночастицах Zr ₁₆ O ₃₂ ( a — d ) и Zr ₄₀ O ₈₀ ( e — h ). Синие, красные и коричневые сферы представляют собой атомы Zr, O и C соответственно

   Изменения δ _iso ( ¹³ C) адсорбированного CO на Zr ₁₆ O ₃₂ и Zr ₄₀ O ₈₀ наночастиц, рис.4c – h и таблица 1, находятся в диапазоне от –5 до –9 ppm, в то время как изменения ¹⁷ O ЯМР, опять же, незначительны.

   Зависимость энергии адсорбции молекулы CO на различных катионах Zr на разных поверхностях (рис. 2a – h) и наноструктурах (рис. 4c – h) от частоты растяжения CO (рис. 3). Полученная кривая показывает некоторую корреляцию двух свойств (R ² = 0,83), и ее можно рассматривать как дескриптор кислотного характера сайтов. В частности, более высокие сдвиги частоты CO обнаруживаются в соответствии с ионами Zr наночастиц, где координация ниже.

   Основные свойства: адсорбция пиррола

   Для измерения основных свойств диоксида циркония по Льюису мы рассмотрели адсорбцию молекулы пиррола. Эта молекула была выбрана после испытания других потенциальных молекулярных зондов, таких как CO ₂ , CHCl ₃ , SO ₂ , BF ₃ и ацетонитрил, но все эти молекулы имеют тенденцию реагировать с поверхностью диоксида циркония, с разрывом связи, что предотвращает прямое сравнение различных адсорбционных центров.Для пиррола можно наблюдать два типа взаимодействия: первый, когда кольцо взаимодействует с катионами металлов в плоской ориентации, в которой преобладают дисперсионные силы, и второй, когда связывание происходит посредством образования водородной связи между NH-группой пиррола. молекула и ион кислорода поверхности. Оба взаимодействия наблюдались в цеолитах, и сообщалось, что большой сдвиг к более низким частотам колебания NH при адсорбции почти полностью обусловлен образованием водородной связи [57].На рис. 5а и б показано взаимодействие пиррольного кольца с регулярными поверхностями t-ZrO ₂ (101) и m-ZrO ₂ (\ (\ bar {1} 11 \)) соответственно с энергиями адсорбции — 0,66. эВ и — 0,81 эВ соответственно.

   Рис. 5

   Оптимизированные структуры молекулы пиррола, взаимодействующей почти параллельно поверхности с a t-ZrO ₂ (101) и b m-ZrO ₂ (\ (\ bar {1} 11 \)) поверхности и адсорбция с высокой степенью покрытия c — e на поверхности t-ZrO ₂ (101).Синие, красные, коричневые, серые и белые сферы представляют собой атомы Zr, O, C, N и H соответственно. Расстояния в Ангстреме

   На диоксиде циркония при нулевом покрытии режим плоской связи (кольцевое взаимодействие) предпочтительнее, чем образование водородной связи. Однако все обстоит иначе, когда в суперячейке адсорбируется больше молекул, моделируя высокое покрытие. Учитывая две соадсорбированные молекулы пиррола, рис. 5c и d, режим плоской связи все еще является предпочтительным; однако с тремя соадсорбированными молекулами (рис.5e только нормальный режим стабилен из-за стерических эффектов. Таким образом, хотя адсорбированные молекулы пиррола при низком покрытии предпочитают оставаться параллельными поверхности, рис. 5a – c, при высоком покрытии преобладает вертикальный режим адсорбции (рис. 5e). Мы рассмотрели пиррол, связанный с поверхностью через группу NH, в качестве молекулы-зонда для исследования основности различных атомов кислорода на поверхности, рис. 6. Данные относятся к изолированной молекуле пиррола, но поскольку межмолекулярные взаимодействия слабые, ожидается, что результаты не изменятся в зависимости от охвата.

   Рис. 6

   Оптимальные структуры пиррола, связанного через ионы NH с O на регулярной ( a — e ) и ступенчатой ​​( f — l ) поверхностях диоксида циркония. a — c и f — h : m-ZrO ₂ ; d , e и i до l t-ZrO ₂ . Синие, красные, коричневые, серые и белые сферы представляют собой атомы Zr, O, C, N и H соответственно

   Обычный m-ZrO

   ₂ (\ (\ bar {1} 11 \)) и t-ZrO ₂ (101) Поверхности

   На поверхности m-ZrO ₂ (\ (\ bar {1} 11 \)) находятся 8 различных атомов кислорода, рис.1: O1 – O5 находятся на поверхности, а O6 – O8 находятся на подповерхности и не могут связывать молекулу пиррола. O1 является двухкоординированным (O _2c ), в то время как другие анионы кислорода (O2-O4) являются O _3c .

   Энергии адсорбции (E _ADS ) пиррола, связанного через группу NH с поверхностными атомами O, изменяются от -0,42 до -0,49 эВ, см. Таблицу 2. Эти значения немного меньше по абсолютной величине, чем для плоского режима адсорбции. , Рис. 5. Расстояния атома H от поверхностного иона O находятся в пределах 1.766 и 1,883 Å. Из-за этого взаимодействия длина связи NH немного увеличивается по сравнению с газовой фазой (1,013 Å), а частоты валентных колебаний N – H значительно сдвинуты в красную область на –189–380 см ^–1 , таблица 2. Это указывает на то, что разная прочность основных участков O на поверхности. Таким образом, в то время как энергии адсорбции не демонстрируют сильной зависимости от узлов, частота колебаний N – H обнаруживается.

   Таблица 2 Энергия адсорбции (E _ADS , эВ), длины связей (R, Å), частоты валентных колебаний N – H (ν, см ⁻¹ ) и ¹ H, ¹⁵ N и ¹⁷ O ЯМР химический сдвиг (δ _iso , ppm) пиррола на поверхностях ZrO ₂ и Zr ₁₆ O ₃₂ и Zr ₄₀ O ₈₀ наночастиц

   На рис.7 мы построили график расстояния связи O _surf -H _NH , измеряя расстояние NH-группы молекулы пиррола от поверхности, в зависимости от частоты колебаний N – H, потенциально наблюдаемой величины. Результаты показывают почти линейную корреляцию (R ² = 0,88) для четырех сайтов адсорбции O на поверхностях m-ZrO ₂ и t-ZrO ₂ . В частности, когда молекула приближается к поверхности, частота растяжения NH демонстрирует большее красное смещение.Это указывает на более выраженный базовый характер сайтов O, где это происходит. Связывание пиррола с поверхностью не подразумевает переноса заряда, как это показывают заряды Бейдера. Заряд пиррола из-за взаимодействия с поверхностью всегда меньше 0,03 | e | по абсолютной величине (таблица S2).

   Рис. 7

   Корреляция между сдвигом частоты валентных колебаний N – H, Δν _NH , и расстоянием молекулы пиррола от иона O на поверхности диоксида циркония, R _OH

   Теперь обсудим химический сдвиги. ¹ H химические сдвиги были использованы для изучения основности различных центров в цеолитах с помощью адсорбции пиррола [26,27,28]. В этих исследованиях были измерены химические сдвиги ¹ H, составляющие 9–11 ppm (с небольшим сдвигом относительно свободной молекулы, значение которой составляет 7,1 ppm), и линейная корреляция с протонным сродством с химическим веществом ¹ H. сдвиг был показан на основе расчетов DFT [26]. Здесь вместо абсолютного значения химических сдвигов ¹ HN, δ _iso ( ¹ H), мы обсуждаем изменение по сравнению со свободной молекулой из-за адсорбции на основном сайте, Δδ _iso ( ¹ H).В наших моделях Δδ _iso ( ¹ H) адсорбированного пиррола находится в диапазоне + 5 / + 7 ppm, таблица 2. Мы построили график зависимости Δδ _iso ( ¹ H) от энергии адсорбции пиррола на рис. 8. На регулярных поверхностях нет четкой тенденции из-за довольно близких значений как δ _iso ( ¹ H), так и E _ADS . Однако, как будет обсуждаться ниже, общая, хотя и не регулярная тенденция к увеличению Δδ _iso ( ¹ H) для более прочных связей между поверхностью и пирролом, если она будет обнаружена при рассмотрении всех других структур диоксида циркония, рис.8.

   Рис. 8

   Корреляция между изменениями химического сдвига ЯМР ¹ H и энергией адсорбции молекулы пиррола на различных структурах ZrO ₂

   Рассмотрим теперь изменения в химическом сдвиге ¹⁵ N ЯМР. сдвиги. Из-за низкой естественной распространенности ядра ¹⁵ N это нелегко получить экспериментально, хотя некоторые примеры описаны в литературе [58]. Что касается случая H, то здесь мы также имеем в виду изменения, происходящие в этом свойстве по отношению к свободной газофазной молекуле пиррола.Эти изменения, Δδ _iso ( ¹⁵ N), для обычных поверхностей изменяются от + 21 до + 27 ppm, таблица 2. Если построить график этих значений для пяти участков адсорбции на обычном m-ZrO ₂ и Поверхность t-ZrO ₂ в зависимости от энергии адсорбции, обнаружена почти линейная корреляция, рис. 9 (R ² = 0,92). В частности, увеличение энергии адсорбции соответствует увеличению Δδ _iso ( ¹⁵ Н). Однако, если мы включим в этот график также результаты адсорбции пиррола на ступенчатых поверхностях и на наночастицах (см. Ниже), корреляция станет намного хуже, и невозможно установить простой тренд.Мы связываем это с очень разным взаимодействием пиррола на регулярных поверхностях и на слабокоординированных сайтах.

   Рис. 9

   Корреляция между изменениями химического сдвига ЯМР ¹⁵ N и энергией адсорбции молекулы пиррола на регулярных позициях поверхностей m-ZrO ₂ и t-ZrO ₂

   Недавно, мы сообщили об измерении основности поверхностей оксидов щелочноземельных металлов с помощью расчетов ЯМР ¹⁷ O [59].Мы обнаружили, что сигнал ЯМР ¹⁷ O иона O, непосредственно связанного с молекулой зонда, значительно смещается по сравнению с чистой поверхностью [59]. Средние химические сдвиги ЯМР ¹⁷ O для атомов O на чистых поверхностях диоксида циркония до и после адсорбции пиррола приведены в таблице 2.

   На рис. 10 мы построили график расстояния атома H пиррола от поверхности. , R _OH , по сравнению с Δδ _iso ( ¹⁷ O). График показывает четкую корреляцию двух величин с более сильными отрицательными сдвигами Δδ _iso ( ¹⁷ O) в соответствии с более короткими расстояниями O – H (см. Квадраты на рис.10).

   Рис. 10

   Корреляция между изменениями химического сдвига ЯМР ¹⁷ O и расстоянием пиррола от поверхности, R _OH , для различных поверхностей и наночастиц ZrO ₂

   Ионы O, участвующие в связь с пирролом защищена, и δ _iso ( ¹⁷ O) уменьшается с -21 до -59 ppm по сравнению с δ _iso ^avg ( ¹⁷ O) чистых поверхностей, см. таблицу 2. Построив график зависимости Δδ _iso ( ¹⁷ O) от изменения частоты колебаний N – H, Δν _NH , мы обнаружили почти линейную корреляцию, см. Таблицу 2 и Рис.11. Это подтверждает, что сигнал ЯМР ¹⁷ O иона O, где адсорбируется часть, может предоставить интересную информацию о природе основного центра, как это было обнаружено для оксидов щелочноземельных металлов [59]. Полный набор значений химических сдвигов ЯМР ¹⁷ O приведен во вспомогательной информации.

   Рис. 11

   Корреляция между сдвигом частоты валентных колебаний N – H молекулы пиррола и изменениями химического сдвига ЯМР ¹⁷ O для пиррола, адсорбированного на ионах O регулярного и ступенчатого m-ZrO ₂ и t-ZrO ₂ поверхностей и наночастиц диоксида циркония

   Ступенчатый m-ZrO

   ₂ (\ (\ bar {2} 12 \)) и t-ZrO ₂ (134) Поверхности

   Далее мы рассмотрим пиррол адсорбция как на террасных, так и на ступенчатых О-позициях поверхностей m-ZrO ₂ (\ (\ bar {2} 12 \)) и t-ZrO ₂ (134), рис.6 и таблица 2. На плоских участках ступенчатых поверхностей энергии адсорбции пиррола не показывают значительных изменений по сравнению с регулярной поверхностью; близость ступеньки практически не влияет из-за локального характера связи. На рис. 6е показано одновременное образование двух водородных связей NH-группы пиррола с двумя атомами O; здесь энергия адсорбции становится равной — 0,58 эВ. Это более сильное взаимодействие не соответствует более выраженному изменению расстояния связи N – H (удлиненного на 0.008 Å только по отношению к свободной молекуле) и частоты валентного колебания N – H (сдвинутое в красную область на — 144 см ⁻¹ по отношению к газовой фазе).

   Адсорбция пиррола на стадиях m-ZrO ₂ (\ (\ bar {2} 12 \)), рис. 6g, и t-ZrO ₂ (134), рис. 6i и j, показать другой режим склеивания. В этих случаях, помимо образования водородной связи NH-группы пиррола, пиррольное кольцо взаимодействует с поверхностью посредством дисперсионных сил. Это похоже на режим связывания, обнаруженный для пиррола в полости цеолитов, содержащих захваченные ионы металлов [57].В этих структурах прочность связи значительно увеличивается (- 1,08 эВ для m-ZrO ₂ (\ (\ bar {2} 12 \)) и — 1,26 и — 1,15 эВ для t-ZrO ₂ (134)), за счет режима множественного взаимодействия. Как установлено для цеолитов [57], здесь также заметны изменения частоты NH. Δν _NH на ступенчатых участках m-ZrO ₂ (\ (\ bar {2} 12 \)), рис. 6g, и t-ZrO ₂ (134), рис. 6i и j красный -смещен на — 341, — 622 и — 221 см ⁻¹ соответственно.Эти значения не включены в корреляцию на фиг. 11, где частоты растяжения NH нанесены в зависимости от химического сдвига ¹⁷ O, поскольку режим связывания отличается.

   Результаты ЯМР ¹ H показывают, что во всех структурах атом H группы NH деэкранируется за счет адсорбции на ионах O поверхности, то есть δ _iso переходит в более низкие поля. Максимум Δδ _iso ( ¹ H) наблюдается для пиррола на позициях регулярного O _2c , рис.6а, и ступенчатые поверхности m-ZrO ₂ , рис. 6е, + 7 и + 8 ppm соответственно. Δδ _iso ( ¹ H) для различных сайтов O _3c составляет + 5 / + 6 частей на миллион, см. Таблицу 2. Значения Δδ _iso ( ¹ H) для пиррола, адсорбированного на ступенчатых поверхностях, были включены в рис. 8. Если взять только эти значения, то четкой тенденции не будет, так как аналогичные химические сдвиги 5–6 ppm соответствуют энергиям адсорбции от 0,3 до 0,5 эВ.

   Более релевантным является δ _iso ( ¹⁵ N) ЯМР, поскольку он показал линейную корреляцию с E _ADS для адсорбции на обычных поверхностях диоксида циркония, рис.9. На моделях ступенчатых поверхностей, если рассматривать плоские участки, Рис. 6h, k, l, δ _iso ( ¹⁵ N) принимает аналогичные значения + 19 / + 27 ppm, как и на обычном поверхности. Более выражены Δδ _iso ( ¹⁵ N) для адсорбции на ступенчатых участках, рис. 6g, i и j + 40, + 38 и + 33 м.д., соответственно. Однако мы не включили эти данные в график на рис. 9 из-за различного режима связывания.

   Результаты химических сдвигов ЯМР ¹⁷ O, таблица 2, показывают, что поверхностные ионы O, взаимодействующие с пирролом, экранированы, и δ _iso ( ¹⁷ O) уменьшается на — 14 / — 56 м.д. по отношению к δ _iso ^avg ( ¹⁷ O) чистых поверхностей.Однако для других структур, рис. 6j, ион O на ступеньке, взаимодействующей с NH, деэкранируется, и δ _iso увеличивается на +38 соответственно, см. Также рис. 10. Это связано с тем, что пиррол взаимодействует с поверхность через режим кольцевого соединения, и водородная связь становится очень длинной, 2,126 Å, таблица 2.

   Значения δ _iso ( ¹⁷ O) для ступенчатых поверхностей были нанесены на график в зависимости от растяжения N – H. частота, рис. 11, и точки ведут себя так же, как и для обычных поверхностей, показывая общий линейный тренд.Это подтверждает идею о том, что δ _iso ( ¹⁷ O) можно использовать для измерения основности сайтов, где пиррол связывается через NH, образуя водородную связь.

   ZrO

   ₂ Наночастицы

   Здесь мы рассматриваем адсорбцию пиррола на наночастицах Zr ₁₆ O ₃₂ и Zr ₄₀ O ₈₀ . Очевидно, что взаимодействие через ароматическое кольцо, связанное с катионами Zr, является предпочтительным с энергиями адсорбции от — 1,27 до — 1,70 эВ. Рис. 12.

   Рис.12

   Взаимодействие пиррольного кольца с наночастицей Zr ₁₆ O ₃₂ . Синие, красные, коричневые, серые и белые сферы представляют собой атомы Zr, O, C, N и H соответственно. Расстояния в Ангстремах

   Это намного сильнее, чем образование водородной связи между NH-группой молекулы пиррола и атомами O наночастицы (в диапазоне от -0,32 до -0,49 эВ, Таблица 2 и Рис. 13a – g ). Таким образом, можно исключить возможность экспериментальной проверки основности поверхностных ионов O _2c или O _3c с использованием пиррола в качестве молекулы-зонда.В некоторых расчетах нам удалось найти минимальную структуру для H-связанного комплекса через NH-группу с образованием метастабильного комплекса. В других случаях, однако, молекула не связывается через H, а спонтанно связывается в плоском режиме. В этом отношении нижеследующее обсуждение является чисто гипотетическим, и свойства адсорбированной молекулы пиррола, таблица 2, представляют собой внутреннюю проверку различной природы поверхностных атомов O. Например, частоты валентных колебаний N – H для адсорбированных молекул были построены в зависимости от расстояния пиррола от поверхности наночастицы, R _O-H , рис.7, демонстрирующий ту же тенденцию, что и для других участков O плоской и ступенчатой ​​поверхностей из диоксида циркония.

   Рис.13

   Оптимальные структуры пиррола с водородной связью через группу NH с атомами O поверхности Zr ₁₆ O ₃₂ ( a — c ) и Zr ₄₀ O ₈₀ ( d — g ) наноструктуры. Синие, красные, коричневые, серые и белые сферы представляют собой атомы Zr, O, C, N и H соответственно

   Мы также вычислили Δδ _iso ( ¹ H), Δδ _iso ( ¹⁵ N). и Δδ _iso ( ¹⁷ O) химические сдвиги ЯМР (см. также дополнительную информацию), и мы представили эти значения на соответствующих кривых.О них и пойдет речь в заключительном разделе.

   Реакции элементов периода 3 и их оксидов

   Третий период в периодической таблице представляет интересную химию в форме элементов и их оксидов, которые претерпевают множество реакций.

   Период 3 Периодической таблицы

   Стол — 1

   	Группа 1	Группа 2	Группа 3-12	Группа 13	Группа 14	Группа 15	Группа 16	Группа 17	Группа 18
   Период 3	11 Na 22.99	12 мг 24,31		13 Al 26,98	14 Si 28.09	15 -П 30,97	16 S 32,07	17 Класс 35,45	18 Ар 39,95
   Электроотрицательность:	0,9	1,2		1.5	1,8	2,1	2,5	3,0	/
   Разница в электроотрицательности	2,6	2,3		2,0	1,7	1,4	1,0	0,5	/

   Тенденция электроотрицательности низкая → → → → высокая

   Электроотрицательность — это химическое свойство, количественная мера того, насколько сильно атом удерживает свои электроны.Тип связи в оксидах может быть определен путем оценки разницы в электроотрицательности между кислородом и элементом. Электроотрицательность кислорода 3,5. Электроотрицательности элементов периода 3 (с использованием шкалы электроотрицательности атомов Полинга) и различия в электроотрицательности каждого элемента и кислорода показаны в таблице 1.

   За период, когда мы переходим от левой стороны к правой, то есть от Na к Ar, электроотрицательность увеличивается из-за увеличения количества зарядов на ядре.

   В оксидах кислород притягивает электроны к себе в гораздо большей степени, чем металлы (Na, Mg и Al), поэтому атом кислорода оттягивает электроны от атома металла, что приводит к образованию двух ионов: аниона кислорода, O ^2- ; катион металла, Na ⁺ , Mg ²⁺ , Al ³⁺ и ионные связи. Это твердые оксиды, а силы электростатического притяжения удерживают ионы кислорода и металлов в упорядоченных трехмерных структурах, решетках.

   Оксиды металлов состоят из гигантских структур с сильным притяжением между ионами.Для разрушения этих аттракционов требуется много тепловой энергии, поэтому эти оксиды твердые и имеют высокие температуры плавления.

   Другие элементы периода 3: Si, P, S и Cl больше похожи на кислород по электроотрицательности, поэтому электроны, составляющие связь между атомами, больше разделяются, чем притягиваются одним из них. Таким образом, эти элементы образуют ковалентную связь в своих оксидах.

   SiO ₂ образует твердую трехмерную сетку, называемую кремнеземом, аналогичную структуре алмаза.Кремнезем очень твердое вещество при комнатной температуре с высокой температурой плавления.

   Оксиды фосфора P ₄ O ₁₀ а сера SO ₂ и SO ₃ и хлор представляют собой небольшие дискретные ковалентные молекулы. Некоторые из этих молекул индивидуальны, а некоторые — полимеры. Между этими молекулами действуют межмолекулярные силы типа дисперсионных сил Ван-дер-Ваальса или диполь-дипольных взаимодействий, и они определяют низкую температуру плавления этого типа оксидов, намного более низкую, чем у оксидов металлов.

   При взаимодействии элементов с кислородом образуются продукты — оксиды.

   Оксиды всех элементов периода 3, кроме Cl и Ar, могут быть получены одним и тем же методом: сжиганием элемента в воздухе в реакции горения, когда элемент вступает в реакцию с кислородом воздуха с образованием оксида элемента. Ar является благородным газом и не образует оксидов, а Cl не образует оксидов (Cl ₂ O, ClO ₂ , Cl ₂ O ₇ ), которые нестабильны и не могут быть получены этим способом.

   Наблюдая период 3 Периодической таблицы слева направо, мы можем прийти к некоторым выводам:

   1. Природа связи в оксидах элементов периода 3 меняется с ионной на ковалентную.
   2. Оксиды образуют ионную решетку с ковалентной сеткой с ковалентными молекулами.
   3. Оксиды элементов периода 3 от основных до амфотерных до кислых.

   Вода, хотя и очень слабый окислитель, но очень легко и быстро окисляет натрий.Полученный раствор является сильно щелочным и имеет pH 14:

   .

   2Na _(с) + 2H ₂ O → 2Na ⁺ + 2OH ^— + H _{2 (г)}

   Магний медленно реагирует с холодной водой, но очень экзотермически с горячей водой и паром и дает оксид:

   Mg _(т) + H ₂ O _(г) → MgO _(т) + H _{2 (г)}

   Реакции окисления:

   1. Натрий 4Na + O ₂ → 2Na ₂ O
   2. Магний 2Mg + O ₂ → 2MgO
   3. Алюминий 2Al + 3O ₂ → 2Al ₂ O ₃
   4. Кремний Si + O ₂ → S _i O ₂
   5. Фосфор 4P + 5O ₂ → 2P ₂ O ₅ и 4P + 5O ₂ → P ₄ O ₁₀
   6. Сера S + O ₂ → SO ₂ и 2S + 3O ₂ → 2SO ₃

   Реакция периодических 3 оксидов с водой будет следующей:

   1. Na ₂ O _(с) + H ₂ O _(л) → 2Na ⁺ _(водн.) + 2OH ^— _(водн.)
   2. 2MgO _(т) + H ₂ O _(л) → 2Mg ²⁺ _(водн.) + 2OH ^— _(водн.)

   Гидроксиды этого металла: NaOH и Mg (OH) ₂ оба являются основаниями.

   3. Al ₂ O ₃ не реагирует с H ₂ O, сила ионных связей, удерживающих решетку, слишком велика.
   4. SiO ₂ не реагирует с H ₂ Ковалентные связи, удерживающие атомы кремния и кислорода вместе в трехмерной решетке, слишком прочные, чтобы их могли разорвать молекулы воды.
   5. Оксиды неметаллов реагируют с водой с образованием оксикислот (кислоты, в которой кислород присоединен к неметаллу).

   P ₄ O _{10 (с)} + 6 H ₂ O _(л) → 4H ₃ PO4 _(л)

   6. Триоксид серы бурно реагирует с водой с образованием серной кислоты.

   SO _{2 (г)} + H ₂ O _(л) → H ₂ SO _{3 (л)}

   SO _{3 (с)} + H ₂ O _(л) → H ₂ SO _{4 (л)}

   Итак, растворы оксидов металлов в воде проявляют свойства оснований, в то время как водные растворы оксидов неметаллов проявляют свойства кислот.

   Реакция оксидов периода 3 с кислотами и основаниями и их основной, амфотерный и кислотный характер

   Общая тенденция изменения кислотности оксидов элементов 3-го периода при переходе от левого (группа 1) к правому (группа 17):

   основных оксидов (группы 1, 2) → амфотерный оксид (Al ₂ O ₃ ) → кислые оксиды (оксикислоты)

   Такой же тренд можно увидеть в каждом периоде Периодической таблицы, и мы имеем:

   Основания реагируют с кислотами, например HCl:

   1. Оксид натрия реагирует с разбавленной соляной кислотой с образованием соли и воды:

   Na ₂ O _(с) + 2HCl _(водн.) → 2NaCl _(водн.) + H ₂ O _(л)

   2. Оксид магния реагирует с теплой разбавленной HCl с образованием соли и воды.

   MgO _(т.) + 2HCl _(водн.) → MgCl _{2 (водн.)} + H ₂ O _(л)

   3. Реакция взаимодействия оксида алюминия и разбавленной горячей соляной кислоты с образованием хлорида алюминия и воды.

   Al ₂ O ₃ + 6HCl _(водн.) → 2AlCl ₃ + 3H ₂ O _(л)

   Оксид алюминия также реагирует с основаниями. При добавлении концентрированного раствора гидроксида натрия к оксиду алюминия образуются комплексные ионы, такие как ион тетрагидроксоалюмината:

   Al ₂ O _{3 (с)} + 2NaOH (водн.) + 3H ₂ O _(л) → 2NaAl (OH) _{4 (водн.)}

   В этой реакции Al ₂ O ₃ действует как кислота.

   Заключение: Al ₂ O ₃ имеет амфотерный характер.

   4. Диоксид кремния, оксид металлоида, химически очень инертен и слабокислый. Он реагирует с горячим концентрированным гидроксидом натрия с образованием силиката натрия и воды.

   SiO _{2 (т)} + 2NaOH _(л) → Na ₂ SiO _{3 (л)} + H ₂ O _(г)

   Поскольку все неметаллические оксиды Периода 3 являются кислотными, они реагируют с основаниями e.грамм. водный раствор гидроксида натрия в качестве основания. Оксиды фосфора реагируют с водой с образованием кислот, как мы видели, и эти кислоты могут реагировать с гидроксидом натрия в реакции нейтрализации.

   5. Тогда имеем:

   H ₃ PO _{3 (водн.)} + 3NaOH _(водн.) → Na ₃ PO _{3 (водн.)} + 3H ₂ O _(л)

   H ₃ PO _{4 (водн.)} + 3NaOH _(водн.) → Na ₃ PO4 _(водн.) + 3H ₂ O _(л)

   6. Диоксид серы реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием соли (натрия

   сульфит) и вода.Триоксид серы бурно реагирует с водой с образованием серной кислоты, которая реагирует с гидроксидом натрия с образованием соли.

   SO _{2 (г)} + 2NaOH _(водн.) → Na ₂ SO _{3 (водн.)} + H ₂ O _(л)

   H ₂ SO _{4 (водн.)} + 2NaOH _(водн.) → Na ₂ SO4 _(водн.) + H ₂ O _(л)

   Артикул:

   1. https: //en.wikibooks.org / wiki / A-level_Chemistry / AQA / Module_5 / Periodicity
   2. https://chem.libretexts.org/Core/Inorganic_Chemistry/Descriptive_Chemistry/
      Elements_Organized_by_Period / Period_3_Elements / Reactions_of_Period_3_Elements

   Кислоты и основания

   ---

   ---

   Вода

   Обычно мы говорим о кислотно-основных реакциях в водной фазе, то есть в присутствии воды. Самая фундаментальная кислотно-основная реакция — диссоциация воды:

   H 2 O H + + OH —

   В этой реакции вода распадается с образованием иона водорода (H ⁺ ) и иона гидроксида (OH ^—).В чистой воде мы можем определить специальную константу равновесия (K _w ) следующим образом:

   K W = [H + ] [OH — ] = 1,00×10 -14

   Где K _w — константа равновесия для воды при 25 ° C (без единиц измерения)
   [H ⁺ ] — молярная концентрация водорода
   [OH ^— ] — молярная концентрация гидроксида

   Константа равновесия меньше единицы (1) предполагает, что реакция предпочитает оставаться на стороне реагентов — в этом случае вода предпочитает оставаться в виде воды.Поскольку вода почти не ионизируется, она очень плохо проводит электричество.

   pH

   Однако что представляет интерес в этом чтении, так это кислотно-основная природа вещества.
   как вода. Вода на самом деле ведет себя как кислота и щелочь. Кислотность или
   основность вещества чаще всего определяется
   значение pH,
   определяется следующим образом:

   pH = -log [H ⁺ ]

   В состоянии равновесия концентрация H ⁺ составляет 1,00 × 10 ^-7 , поэтому мы можем рассчитать pH воды в состоянии равновесия как:

   pH = -log [H ⁺ ] = -log [1.00 × 10 ^-7 ] = 7,00

   Растворы с pH, равным семи (7), считаются нейтральными, тогда как растворы со значениями pH ниже семи (7) определяются как кислые, а растворы с pH выше семи (7) как основные.

   pOH дает нам еще один способ измерения кислотности раствора. Это полная противоположность pH. Высокое значение pOH означает, что раствор является кислым, а низкий уровень pOH означает, что раствор является основным.

   pOH = -log [OH ^— ]

   pH + pOH = 14,00 при 25 ° C

   Определения кислот и оснований

   • Аррениуса
     кислота : образует [H ⁺ ] в растворе
     основание : образует [OH ^— ] в растворе
     нормальное уравнение Аррениуса: кислота + основная соль + вода
     пример: HCl ( водн.) + NaOH (водн.) NaCl (водн.) + H ₂ O (l)
   • Бренстед-Лоури:
     кислота : все, что отдает [H ⁺ ] (донор протонов)
     основание : все, что принимает [H ⁺ ] (акцептор протонов)
     нормальное уравнение Бренстеда-Лоури: кислота + основная кислота + основание
     пример: HNO ₂ (водн.) + H ₂ O (водн.) NO ₂ ^— (водн.) + H ₃ O ⁺ (водн.)
     Каждая кислота имеет сопряженное основание, а каждое основание — сопряженную кислоту.Эти сопряженные пары отличаются только протоном. В этом примере: NO ₂ ^— — сопряженное основание кислоты HNO ₂ и H ₃ O ⁺ — сопряженная кислота основания H ₂ O.
   • Льюис:
     кислота : принимает электронную пару
     основание : передает электронную пару
     Преимущество этой теории состоит в том, что многие другие реакции могут считаться кислотно-основными реакциями, потому что они не обязательно должны происходить в растворе.

   Соли

   Соль образуется, когда кислота и основание смешиваются, и кислота высвобождает ионы H ⁺ , а основание высвобождает ионы OH ^— . Этот процесс называется гидролизом. PH соли зависит от силы исходных кислот и оснований:

   33 сильная

   pH> 7

   Кислота	Основа	pH соли
   сильная	сильная	pH = 7
   слабая
   сильное	слабое	pH <7
   слабое	слабое	зависит от того, что сильнее

   Эти соли являются кислотными или основными из-за их кислотных или основных ионов.Когда слабые кислоты или слабые основания реагируют с водой, они образуют сильные сопряженные основания или сопряженные кислоты, соответственно, что определяет pH соли.

   Чтобы молекула со связью H-X была кислотой, водород должен иметь положительную степень окисления, чтобы он мог ионизироваться с образованием положительного иона +1. Например, в гидриде натрия (NaH)
   водород имеет заряд -1, так что это не кислота, а на самом деле основание. Такие молекулы, как CH ₄ с неполярными связями, также не могут быть кислотами, потому что H не ионизируется.Молекулы с сильными связями (большие различия электроотрицательности) с меньшей вероятностью будут сильными кислотами, потому что они не очень хорошо ионизируются. Для молекулы со связью X-O-H (также называемой
   оксокислота), чтобы быть кислотой, водород должен снова ионизироваться с образованием H ⁺ . Чтобы быть основанием, O-H должен отщепиться с образованием гидроксид-иона (OH ^— ). И то, и другое происходит при работе с оксокислотами.

   Сильные кислоты: Эти кислоты полностью ионизируются в растворе, поэтому они всегда
   представлены в химических уравнениях в их ионизированной форме.Всего семь (7) сильных кислот:

   HCl, HBr, HI, H ₂ SO ₄ , HNO ₃ , HClO ₃ , HClO ₄

   .

   Чтобы рассчитать значение pH, проще всего следовать стандартному процессу «Запуск, изменение, равновесие».

   Пример задачи: определить pH 0,25 М раствора HBr.

   Ответ:
   	HBr (водн.)	→	H + (водн.)	+	Br — (водн.)
   Начало:	.25 млн		0 млн		0 млн
   Изменить:	-.25		+.25		+.25
   Равновесие:	0		,25		,25
   	pH = -log [H + ] = -log (0,25) = 0,60

   Слабые кислоты: Это наиболее распространенный тип кислот. Они следуют уравнению:

   HA (водн.) H ⁺ (водн.) + A ^— (водн.)

   Константа равновесия диссоциации кислоты известна как K _a .Чем больше значение K _a , тем сильнее кислота.

   К a =

   [H + ] [A –] [HA]

   Пример задачи: Определите pH 0,30 М уксусной кислоты (HC ₂ H ₃ O ₂ ) с помощью K _a 1,8×10 ^-5 .

   Сильные основания: Как сильные кислоты, эти основания полностью ионизируются в растворе и всегда представлены в их ионизированной форме в химических уравнениях.Всего восемь (8) сильных оснований:

   LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca (OH) ₂ , Sr (OH) ₂ , Ba (OH) ₂

   Пример задачи: определить pH 0,010 М раствора Ba (OH) ₂ .

   Ответ:
   	Ba (OH) 2 (водн.)	→	Ba 2+ (водн.)	+	2OH — (водн.)
   Начало:	.010 M		0 млн		0 млн
   Изменить:	-.010		+.010		+.020
   Равновесие:	0		0,010		0,020
   pOH = -log [OH — ] = -log (0,020) = 1,70
   pH = 14,00 — 1,70 = 12,30

   Слабые основания: Следуют уравнению:

   Слабое основание + H ₂ O, сопряженная кислота + OH ^—

   Например: NH ₃ + H ₂ O NH ₄ ⁺ + OH ^—

   K _b — константа диссоциации оснований:

   K b =

   [конъюгированная кислота] [OH —] [слабое основание]

   пример: K b =

   [NH 4 + ] [OH –] [NH 3 ]

   K _a x K _b = K _w = 1.00×10 ^-14

   Чтобы рассчитать pH слабого основания, мы должны следовать очень похожему процессу «Начало, изменение, равновесие», как и для слабой кислоты, однако мы должны добавить несколько шагов.

   Пример задачи: Определите pH 0,15 М аммиака (NH ₃ ) с помощью K _b = 1,8×10 ^-5 .

   Имея дело со слабыми кислотами и слабыми основаниями, вам также, возможно, придется иметь дело с «общим ионным эффектом». Это когда вы добавляете соль к слабой кислоте или основанию, которые содержат один из ионов, присутствующих в кислоте или основании.Чтобы иметь возможность использовать тот же процесс для определения pH, когда это происходит, все, что вам нужно изменить, — это ваши «начальные» числа. Сложите молярность иона, который образуется из соли, а затем решите уравнение K _a или K _b , как вы делали ранее.

   Пример задачи: найти pH раствора, образованного растворением 0,100 моль
   из HC ₂ H ₃ O ₂ с K _a из
   1.8×10 ^-8 и 0.200 моль NaC ₂ H ₃ O ₂ в общем объеме 1,00 л.

   Ответ:
   	HC 2 H 3 O 2 (водн.)	→	H + (водн.)	+	C 2 H 3 O 2 — (водн.)
   Начало:	.10 M		0 млн		.20 млн
   Изменить:	-х		+ х		+ х
   Равновесие:	,10 — х		х		,20 + х
   K a = 1,8×10 -8 = (х) (. 20 + х) (.10 — х) = (х) (. 20) (.10)
   x = [H + ] = -9.0×10 -9
   pH = -log (9,0×10 -9 ) = 8,05

   Кислотно-основное титрование

   Кислотно-основное титрование — это когда вы добавляете основание к кислоте до тех пор, пока не будет достигнута точка эквивалентности, когда количество молей кислоты равно количеству молей основания. Для титрования сильного основания и сильной кислоты эта точка эквивалентности достигается, когда pH раствора равен семи (7), как видно на следующей кривой титрования:

   Для титрования сильного основания слабой кислотой точка эквивалентности
   достигается, когда pH больше семи (7).Половина эквивалентности
   точка — это когда половина от общего количества базы, необходимой для нейтрализации
   кислота была добавлена. Именно в этот момент pH = p K _a от
   слабая кислота.

   При кислотно-основном титровании основание будет реагировать со слабой кислотой и образовывать раствор, содержащий слабую кислоту и сопряженное с ней основание, до тех пор, пока кислота полностью не уйдет. Чтобы решить эти типы проблем, мы будем использовать K _a значение слабой кислоты и молярности таким же образом, как и раньше.Перед
   демонстрируя этот способ, давайте сначала рассмотрим сокращенный вариант, названный
   Уравнение Хендерсона-Хассельбаха . Это можно использовать, только если у вас есть
   немного кислоты и сопряженного основания в вашем растворе. Если у вас есть только кислота, вы должны выполнить задачу с чистым K _a , а если у вас есть только основание (например, после завершения титрования), вы должны выполнить задачу K _b .

   pH = pK a + log

   [ основание ] [ кислота ]

   Где:
   pH — логарифм молярной концентрации водорода
   p K _a — константа равновесной диссоциации кислоты
   [основание] — молярная концентрация основного раствора
   [кислота] — молярная концентрация кислого раствора

   Пример проблемы: 25.0 мл 0,400 М КОН добавляют к 100 мл 0,150 М бензойной кислоты, HC ₇ H ₅ O ₂ ( K _a = 6,3×10 ^-5 ). Определите pH раствора.

   Это уравнение часто используется при поиске pH буферных растворов. Буферный раствор — это раствор, который сопротивляется изменению pH при добавлении небольших количеств кислоты или основания. Они состоят из пары сопряженных кислот и оснований, таких как
   HC ₂ H ₃ O ₂ / C ₂ H ₃ O ₂ ^— или NH ₄ ⁺ / NH ₃ .Они работают, потому что кислые частицы нейтрализуют ионы OH ^— , а основные частицы нейтрализуют ионы H ⁺ . Буферная емкость — это количество кислоты или основания, которое буфер может нейтрализовать до того, как pH начнет существенно изменяться. Это зависит от количества кислоты или основания в буфере. Высокая буферная емкость достигается благодаря решениям

   с высокими концентрациями кислоты и основания, и где эти концентрации близки по величине.

   Практика проблемы слабой кислоты :

   C ₆ H ₅ COONa представляет собой соль слабой кислоты C ₆ H ₅ COOH.0,10 М раствор C ₆ H ₅ COONa имеет pH 8,60.

   1. Рассчитайте [OH ^–] для C ₆ H ₅ COONa
   2. Вычислить K _b для: C ₆ H ₅ COO ^— + H ₂ O C ₆ H ₅ COOH + OH ^—
   3. Вычислить K _a для C ₆ H ₅ COOH

   См. Слабый кислотный раствор.

   Задача практического титрования :

   20,00 мл
   0,160 M HC ₂ H ₃ O ₂ ( K _a = 1,8×10 ^-5 ) титруют 0,200 M NaOH.

   1. Каков pH раствора перед началом титрования?
   2. Каков pH после добавления 8,00 мл NaOH?
   3. Каков pH в точке эквивалентности?
   4. Каков pH после добавления 20,00 мл NaOH?

   См.