Основание соль примеры: Реакция соли с основанием происходит, если.mp4

Содержание

Реакция соли с основанием происходит, если.mp4

Здравствуйте, Дорогие мои!!!

Урок 5 –это продолжение темы «Определение возможности осуществления
химических реакций».

На этом уроке мы с
вами рассмотрим взаимодействие Соли с Основанием и условия, при которых  реакции могут проходить.  Мы рассмотрели пять правил на первом, втором
и третьем, четвёртом  уроках, сегодня:

Определение возможности осуществления химических реакций.
Урок – 5  Взаимодействие соли с
основанием.

Правило 6

Реакция соли с основанием происходит, если оба исходных
вещества растворимы или мало растворимы в воде, а один из продуктов реакции
нерастворим или мало растворим в воде.

Соль  +  основание 
       →           новая соль    +  новое
основание

  1. Исходные соль и основание
    растворимы или малорастворимы
  2. Хотя бы один из
    продуктов нерастворимое или малорастворимое вещество
  3. Задание 15

Определите, можно ли провести реакцию между веществами,
формулы которых: Fe(NO3)2  и  KOH

Решение

Определите, к каким классам принадлежат реагирующие
вещества

        Соль          основание

     Fe(NO3)2  +  KOH →

2.Вспомните условия, при котором возможна реакция соли
с основанием

Соль  +  основание 
→ новая соль новое
основание

1.Исходные соль и основание растворимы или малорастворимы

2.Хотя бы один из продуктов нерастворимое или малорастворимое

Посмотрите в таблице растворимости.

Fe(NO3)2
     +        KOH
    → KNO3       +     
 Fe(OH)2

растворима растворима→ растворима нерастворима

5. Сделайте вывод о возможности проведения реакции

Реакция между веществами, формулы которых: Fe(NO3)2  и  KOH   , осуществима, так как выполняются
оба условия.

Задание 16

Определите, можно ли провести реакцию между
веществами, формулы которых:
AgCl  и NaOH

Решение

1. Определите, к каким классам принадлежат реагирующие
вещества

Основание      соль

NaOH          +    AgCl   →  

   2.Вспомните
условия, при котором возможна реакция соли с основанием

Соль  +  основание 
→ новая соль новое
основание

1.Исходные соль и основание растворимы или малорастворимы

2.Хотя бы один из продуктов нерастворимое или малорастворимое

Посмотрите в таблице растворимости.

Основание        соль

NaOH          +      AgCl   →  

растворимо + нерастворимо

5. Сделайте вывод о возможности проведения реакции

Реакция между веществами, формулы которых:

                NaOH +  AgCl   →Χ 

невозможна, так как не выполняется одно из
условий, поэтому  проверять растворимость
получающихся солей не имеет смысла.

Задание 17

Определите, можно ли провести реакцию между
веществами, формулы которых:
KNO3   и  Ba(OH)2  

Решение

1. Определите, к каким классам принадлежат реагирующие
вещества

Соль        основание

KNO3   +  Ba(OH)2

2.Вспомните условия, при котором возможна реакция соли
с основанием

Соль  +  основание 
→ новая соль новое
основание

1.Исходные соль и основание растворимы или малорастворимы

2.Хотя бы один из продуктов нерастворимое или малорастворимое

Посмотрите в таблице растворимости.

Соль      +   основание    
          соль                   основание

KNO3   +        
Ba(OH)2     
 Χ    Ba(NO3)2  +    
KOH

Растворима + растворима→ растворима + растворима

5. Сделайте вывод о возможности проведения реакции

Реакция между веществами, формулы которых:

                          KNO3   и  Ba(OH)2

невозможна, так как не выполняется одно из
условий (хотя бы один из продуктов – нерастворимое вещество)

Литература:

Химия «Гимназия на дому»  А.Е. Савельев

 Понравилось??? Не забывайте поделиться,  с друзьями.

Желаю здоровья Вам и Вашим близким!!!

Кислоты, основания, соли в свете электролитической диссоциации. 9-й класс



Цели урока:

  1. Организовать деятельность учащихся по
    восприятию, осмыслению, первичному запоминанию
    таких понятий как: кислоты – электролиты,
    основания-электролиты, соли-электролиты.
  2. Развивать умения выделить главное,
    существенное в изучаемом материале.
  3. Обеспечить закрепление знаний и способов
    деятельности учащихся по составлению уравнений
    реакций ионного обмена, в молекулярном и ионном
    видах.


Ход урока


I. Организационный момент.


II. Подготовка учащихся к работе на основном
этапе



Упр. №1. “Химический дождь”. (См. Приложение 1. Презентация к
уроку). Между какими ионами произойдёт
взаимодействие? Составьте уравнения реакций.



Пятиминутка. (Приложение 2)
Отметьте в таблице знаком “+” пары веществ,
между которыми возможны реакции ионного обмена,
идущие до конца. 1 вариант – с образование осадка,
2 вариант – с образованием газообразного
вещества и воды.






Реагирующие вещества K2CO3 KOH AgNO3 FeCl3 HNO3
NaOH          
CuCl2          
HCl          


III. Усвоение новых знаний и способов действия

Рассмотрим в свете теории ЭД свойства
веществ, растворы которых обладают
электропроводностью: кислоты, основания и соли.

– Дайте определение кислот с точки
зрения теории ЭД.

– Озвучьте схему, приведите примеры.



Упр. №2. Составьте уравнения
возможных реакций растворов кислот с веществами.
Охарактеризуйте их с позиции теории ЭД.








a)

HCl +

—>Zn

b)

HCl +

—>Cu(OH)2

c)

HCl +

—>Na2CO3

—>Cu

—>KOH

—>AgNO3

—>Ca

—>Al(OH)3

—>Fe(NO3)3

d)

H2SO4 +

—>Mg

e)

H2SO4 +

—>Zn(OH)2

f)

H2SO4 +

—>K2CO3

—>Zn

—>NaOH

—>NaNO3

—>Cu

—>Fe(OH)3

—>BaCl2

Первая группа свойств кислот обусловлена
наличием в них иона водорода.

Как можно доказать наличие данного иона?
(индикаторами).



Лабораторный опыт №1.

Проверьте действие универсального
индикатора на растворимые и нерастворимые
кислоты.







Кислота

Цвет универсального
индикатора

Вывод

Соляная кислота    
Серная кислота    
Угольная кислота    
Кремневая кислота   Не изменяет цвет индикатора (т.к. нет
иона водорода)

Вторая группа свойств кислот
обусловлена наличием кислотного остатка в
составе кислот. По ним можно отличать кислоты
между собой.



Лабораторный опыт №2.

Проведите качественные реакции на
некоторые кислоты.






Формула кислоты

Реагент

Продукт

НСl

Ион Ag+ (растворимые соли
серебра)

AgCl, белый творожистый осадок

H2CO3

Известковая вода Ca(OH)2

CaCO3, помутнение
прозрачного раствора известковой воды

H2SO4

Ион Ba2+ (растворимые
соли бария, щелочь)

BaSO4,белый осадок

– Дайте определение оснований с точки
зрения теории ЭД.

– Озвучьте схему, приведите примеры.

Упр. №3. “Накормите лягушку”. Какие
“комары” будут “съедены” каждой из “лягушек”?
Составьте уравнения реакций в молекулярном и
ионном виде.

— Сформулируете определение солей с
точки зрения ТЭД.

— Как диссоциируют средние (кислые,
основные) соли?

Составьте уравнения диссоциации
солей:

MgCl2 <—>

Fe2(SO4)3 <—>

Основные химические свойства солей.
Все три типа реакций являются обменными, поэтому
идут до конца, если образуется осадок, газ или
слабый электролит.



Демонстрационный эксперимент:


IV. Закрепление новых знаний и способов
действия.



Упр. № 4. “Химический баскетбол”.
Сколько мячей попадёт в корзину? Составьте
уравнения реакций.


V. Первичный контроль новых знаний и способов
действия.



Упр. №5. “Часы с кукушкой”. Кукушка
начинает куковать всякий раз, когда между
веществом, указанным на стрелке часов, и
веществом, соответствующим цифре на циферблате,
возможна реакция. Напишите уравнения возможных
реакций . 1 вариант – нечётные номера, 2 вариант –
чётные номера.


VI. Информация о домашнем задании.



Прочитать §13-15. уметь объяснять
основные понятия, иллюстрировать их примерами,
упр. 4 стр.44, упр. 3 стр.48, упр.2,3 стр.50.

VII. Рефлексия.

  1. Какие из изученных сегодня вопросов вызвали
    наибольшие трудности при усвоении? Как вы
    думаете почему?
  2. Что на уроке вам понравилось? Почему?
  3. Не забудьте поставить ваш кораблик к
    соответствующему острову в “Океане настроений”



Литература.

  1. Кузнецова Н.Е. и др. Химия: Учебник для учащихся 9
    класса общеобразовательных учреждений.– М.:
    Вентана-Граф, 2012. – 320с.: ил.
  2. Кузнецова Н.Е., Шаталов М.А. Обучение химии на
    основе межпредметной интеграции: 8-9 классы:
    Учебно-методическое пособие.– М.: Вентана-Граф,
    2004. – 352с.
  3. Зуева М.В., Гара Н.Н. Школьный практикум. Химия 8-9
    кл. – М.: Дрофа, 1999.– 128с.: ил.

Примеры решения задач — HimHelp.ru

Задача 1. Приведите три примера реакций между оксидом элемента 2-го периода и оксидом элемента 4-го периода.

Решение. Один из оксидов должен быть основным (или амфотерным), а другой – кислотным (или амфотерным). Во II периоде Li2О – основной оксид, ВеО – амфотерный, СО2 и N2О5 – кис­лотные. В IV периоде К2О, СаО, FеО – основные оксиды, Сr2О3 – амфотерный, Аs2О5, CrО3, SеО3 – кислотные оксиды. Уравне­ния реакций:

СО2 + К2О = К2СО3,

Li2О + SеО3 = Li2SeО4,

N2О5 + СаО = Са(NО3)2 .

Задача 2. Приведите примеры образования соли: а) из двух простых веществ; б) из двух сложных веществ; в) из простого и сложного вещества.

Решение.

а) Железо при нагревании с серой образует сульфид железа (II):

Fe + S = FeS.

б) Соли вступают друг с другом в обменные реакции в водном растворе, если один из продуктов реакции выпадает в осадок:

АgNО3 + NаСl = АgСl↓ + NаNО3 .

в) Соли образуются при растворении металлов в кислотах:

Zn + Н24 = ZnSО4 + Н2↑.

Задача 3. Приведите примеры реакций образования основа­ния: а) из двух простых веществ; б) из двух сложных веществ; в) из простого и сложного вещества.

Решение.

а) Из двух простых веществ можно получить един­ственное основание — аммиак (основание Льюиса):

N2 + 3H2 = 2NH3.

Реакция протекает при высоких давлении и температуре в присутствии катализаторов.

б) Два сложных вещества, образующих основание, это, на­пример, – оксид щелочного металла и вода:

               К2О + Н2О = 2КОН.  

в) Щелочные и щелочноземельные металлы активно реагиру­ют с водой, образуя щелочь и водород:

                     Ва + 2Н2О = Ва(ОН)2 + Н2↑.  

Задача 4. Приведите уравнения реакций одной и той же средней соли а) с кислотой, б) с основанием.

Решение. Реагировать как с кислотой, так и с основанием мо­гут соли аммония и слабых кислот, например карбонат аммония:

(NН4)2СО3 + 2НСl = 2NН4Сl + СО2↑ + Н2О,

(NН4)2СО3 + 2КОН = К2СO3 + 2NН3↑ + 2Н2О.

Последняя реакция протекает при нагревании.

Задача 5. Приведите уравнение реакции, в которой из трех сложных веществ образуется кислая соль.

Решение. Пример – образование гидрокарбоната аммония при пропускании избытка углекислого газа через водный раствор аммиака:

СО2 + NН3 + Н2О = NН4НСО3.

Соли, растворимость и устойчивость Реакции солей в воде.

Соль можно определить как соединение, которое образуется в результате реакции между кислотой и основанием, но не является водой. В данном разделе будут рассмотрены те свойства солей, которые связаны с ионными равновесиями.

реакции солей в воде

Несколько позже будет показано, что растворимость—это относительное понятие. Однако для целей предстоящего обсуждения мы можем грубо подразделить все соли на растворимые и нерастворимые в воде.

Некоторые соли при растворении в воде образуют нейтральные растворы. Другие соли образуют кислые либо щелочные растворы. Это обусловлено протеканием обратимой реакции между ионами соли и водой, в результате которой образуются сопряженные кислоты либо основания. Окажется ли раствор соли нейтральным, кислым или щелочным-зависит от типа соли. В этом смысле существуют четыре типа солей.

Соли, образуемые сильными кислотами и слабыми основаниями. Соли этого типа при растворении в воде образуют кислый раствор. В качестве примера приведем хлорид аммония Nh5Cl. При растворении этой соли в воде ион аммония действует как

Избыточное количество ионов h4O+, образуемое в этом процессе, обусловливает кислые свойства раствора.

Соли, образуемые слабой кислотой и сильным основанием. Соли этого типа при растворении в воде образуют щелочный раствор. В качестве примера приведем ацетат натрия Ch4COONa1 Ацетат-ион действует как основание, акцептируя протон у воды, которая выступает в этом случае в роли кислоты:

Избыточное количество ионов ОН-, образующихся в этом процессе, обусловливает щелочные свойства раствора.

Соли, образуемые сильными кислотами и сильными основаниями. При растворении в воде солей этого типа образуется нейтральный раствор. В качестве примера приведем хлорид натрия NaCl. При растворении в воде эта соль полностью ионизируется, и, следовательно, концентрация ионов Na+ оказывается равной концентрации ионов Cl-. Поскольку ни тот, ни другой ион не вступает в кислотно-основные реакции с водой, в растворе не происходит образования избыточного количества ионов h4O+ либо ОН . Поэтому раствор оказывается нейтральным.

Соли, образуемые слабыми кислотами и слабыми основаниями. Примером солей такого типа является ацетат аммония. При растворении в воде ион аммония реагирует с водой как кислота, а ацетат-ион реагирует с водой как основание. Обе эти реакции описаны выше. Водный раствор соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, может быть слабокислым, слабощелочным либо нейтральным в зависимости от относительных концентраций ионов h4O+ и ОН-, образуемых в результате реакций катионов и анионов соли с водой. Это зависит от соотношения между значениями констант диссоциации катиона и аниона.

 

Оглавление:

Основания, кислоты и соли в теории электролитической диссоциации





    КИСЛОТЫ, ОСНОВАНИЯ и соли с ТОЧКИ ЗРЕНИЯ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ [c.173]

    Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации (ТЭД) [c.123]

    Таким образом, теория электролитической диссоциации объясняет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима. В частности, кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляющие свойства оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония  [c.244]








    Кислотами с позиций теории электролитической диссоциации называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода, С точки зрения протонной теории кислот и оснований к кислотам относятся вещества, способные отдавать ион водорода, т, е. быть донорами прогонов,, Наиболее характерное химическое свойство кислот — их способность реагировать с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например  [c.31]

    Соли рассматривают обычно как продукты замены атома водорода,в кислотах на атомы металлов или гидроксильных групп в основаниях на кислотные остатки. С точки зрения теории электролитической диссоциации солями называются сложные вещества, которые при растворении в воде (или при плавлении) дают в растворе катионы металлов и анионы кислот. [c.245]

    После Аррениуса было показано, что определение кислот, солей и оснований в терминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего многообразия кислотно-основных свойств веществ. [c.116]

    Теория электролитической диссоциации позволила дать научное определение понятиям кислота , основание , буферная емкость раствора , создать теорию индикаторов, объяснить процессы ступенчатой диссоциации, гидролиза солей и т. д. Ниже рассмотрены некоторые примеры приложения это[«1 теории к химическому равновесию в растворах. [c.38]

    Электролитическая диссоциация. Мы отметили две особенности кислот, солей и оснований 1) своеобразие их химических реакций в водном растворе и 2) способность этих растворов подвергаться электролизу. Эти особенности кислот, солей и оснований хорошо объясняются теорией электролитической диссоциации. Основное положение этой теории заключается в том, что [c.258]

    Дальнейшее развитие химии и использование неводных растворителей привело к необходимости объяснить процессы, протекающие в этих растворителях. Например, хлорид аммония, ведущий себя как соль в водном растворе, при растворении в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты, растворяя металлы с выделением водорода. Мочевина С0(КНг)2, растворяясь в безводной уксусной кислоте, проявляет свойства основания, в жидком аммиаке — свойства кислоты, а ее водные растворы нейтральны. Все эти факты нельзя было объяснить на основании теории электролитической диссоциации Аррениуса. В связи с этим определение кислот и оснований были пересмотрены. [c.75]

    Сванте Аррениус (1859—1927), профессор университета в Стокгольме и директор Нобелевского института. Предложил теорию, объясняющую свойства растворов солей, кислот и оснований и получившую название теории электролитической диссоциации. Аррениусу принадлежит также ряд исследований по астрономии, космической физике и в области приложения физико-химических законов к биологическим процессам. [c.233]

    На основе теории электролитической диссоциации дайте определения понятиям кислота, основание, соль. [c.77]

    В качестве растворителя чаще всего применяют воду, поэтому рассмотрение кислот, оснований и солей ограничим только водными растворами, для которых целиком сохраняют справедливость определения кислот и оснований, вытекающего из теории электролитической диссоциации Аррениуса. [c.126]

    На основе теории электролитической диссоциации даются определения и описываются свойства кислот, оснований и солей. [c.74]

    Ионные реакции и уравнения. Согласно теории электролитической диссоциации, реакции между кислотами, основаниями и солями в водных растворах протекают между ионами, на которые распадаются молекулы этих веществ. [c.209]

    Основы теории электролитической диссоциации. В 1887 г-Вант-Гофф установил, что определенное экспериментально осмотическое давление в растворах солей, кислот и оснований превышает вычисленное по уравнению (2.59). Подобные отклонения измеренных величин от вычисленных по соответствуюш,им уравнениям наб.5юдаются в сторону повышения для температуры кипения и в сторону понижения для температуры отвердевания этих растворов. Так, например, молекулярная масса Na l равна 58,5, а на основании криоскопических измерений она оказалась равной при-щ мерно 30. Не зная, чем можно объяснить эти отклонения, но стремясь сделать соответствующие уравнения пригодными для этих растворов, Вант-Гофф ввел в них поправочный множитель i, названный изотоническим коэффициентом . Подставляя коэффициент i в уравнение для расчета осмотического давления и в уравнения законов Рауля, получаем соотношения, пригодные для описания разбавленных растворов всех веществ, в том числе и для растворов солей, кислот и оснований  [c.246]

    Приведем в соответствии с теорией электролитической диссоциации определения кислот, оснований и солей. [c.62]

    В 1887 г. С. Аррениусом была создана теория электролитической диссоциации, по которой кислотам и основаниям можно дать следующие определения. Кислоты — это электролиты, отщепляющие в водном растворе ионы H» «, а основания — электролиты, отщепляющие в растворе ионы ОН . В результате ассоциации этих ионов между кислотой и основанием происходит реакция нейтрализации с образованием воды и соответствующей соли. [c.166]

    Согласно теории электролитической диссоциации все общие характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями — обусловлены присутствием ионов водорода Н . [c.74]

    Для объяснения электропроводности растворов и расплавов солей, кислот и оснований шведский ученый С. Аррениус создал теорию электролитической диссоциации (1887 г.)  [c.179]

    К началу XX в. теория электролитической диссоциации достигла больших успехов. На ее основе были объяснены многочисленные и разнообразные экспериментальные данные по электропроводности растворов, осмотическому давлению, температурам замерзания и другим физико-химическим свойствам растворов. Однако ряд экспериментальных данных теория объяснить не могла. Так, константа диссоциации электролита, выражаемая уравнением типа (152.4), в широком интервале концентраций изменялась. Особенно резкая концентрационная зависимость наблюдалась у водных растворов неорганических кислот, оснований и их солей (h3SO4, НС], NaOH, K l и т. п.). Разные экспериментальные методы часто приводили к неодинаковым значениям степени диссоциации электролита в одних и тех же условиях. [c.431]

    Диссоциация кислот, оснований, солей. Определение кислот, оснований и солей дается с точки зрения теории электролитической диссоциации. [c.153]

    С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей. [c.109]

    Приведенные реакции соответствуют образованию амфотерного соединения — кислоты, основания и соли, так как кислоты являются, например, в воде солями гидроксония, а основания — солями гидроксила. Хлорид аммония в жидком аммиаке является кислотой и одновременно солью аммония. Первый тип реакций показывает, что растворители, распадаясь при взаимодействии их молекул на катион и анион, проявляют амфотерные свойства например, вода дает ионы гидроксония и гидроксила. Эти реакции в классической теории электролитической диссоциации не учитывались. [c.48]

    В разделе 2 вы уже познакомились с классификацией неорганических веществ, с номенклатурой оксидов, оснований, кислот, амфотерных гидроксидов и важнейших типов солей. Ниже рассматриваются общие химические свойства и способы получения этих важнейших классов неорганических веществ с позиций тех теоретических представлений, которые были получены вами при изучении предыдущих разделов, в частности, с позиции теории электролитической диссоциации. В заключение вскрывается генетическая связь между различными классами неорганических веществ. [c.225]

    Согласно классической теории электролитической диссоциации С. Аррениуса кислоты, соли, основания (электролиты) в водных и некоторых неводных растворах существуют в виде независимых друг от друга частиц — ионов, образовавшихся при распаде молекул. Такие частицы (катионы и анионы) существуют в растворах независимо от того, наложено или нет на раствор электрическое напряжение. С. Аррениус ввел представление о частичной диссоциации электролитов в растворах. [c.191]

    Выше были рассмотрены понятия кислота и основание с позиции теории электролитической диссоциации (см. 5.6). Однако эта теория не объясняет многих явлений, особенно тех, которые наблюдаются в нсводиых растворах. В водном растворе хлорид аммония ведет себя как соль, диссоциируя на ионы н С -, а е [c.101]

    В пользу такой трактовки реакции нейтрализации свидетельствует тот факт, что тепловой эффект ее для сильных кислот и сильных оснований практически один и тот же (57,3 кДж/моль). Однако введенное Аррениусом и Оствальдом определение кислот и оснований не является достаточно общим. Например, из формулы аммиака NHз, с точки зрения теории электролитической диссоциации, никак не следует, что это вещество способно проявлять основные свойства, особенно в отсутствие воды. Однако известно, что газообразный аммиак вступает в реакцию нейтрализации с газообразным хлористы.м водородом с образованием средней соли Nh5 1. [c.94]

    Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Рассмотрим в свете теории элек Тролитической диссоциации свойства веществ, которые в водных растворах проявляют свойства электролитов. [c.243]

    Протонная теория кислот и оснований. Теория электролитической диссоциации неприменима к взаимодействиям, не сопровождающимся диссоциацией на ионы. Например, аммиак, реагируя с безводным фтористым водородом, образует соль фторид аммония МНз + + НР = ЫН4р. Аммиак, не имея в своем составе гидроксильной группы, ведет себя как основание. [c.170]

    Следует сказать, что теория кислот и оснований Аррениуса получила свое дальнейшее развитие в XX в. Было по-иному рассмотрено представление о природе кислотно-основного взаимодействия. Так, например, с позиций теории электролитической диссоциации аммиак Nh4 никак нельзя назвать основанием. В то же время газообразный аммиак вступает в реакцию с хлоро-водородом с образованием соли Nh5 I, т. е. проявляет основные свойства. Поэтому было дано следующее определение кислоты и основания  [c.91]

    Представления о кислотах и основаниях, основанные на теории электролитической диссоциации, применимы лишь при условии, что веш,ества реагируют в водном растворе. Однако эти представления не объясняют процессов, протекающих в неводных растворах. Так, например, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы NH и С1 ), то в жидком аммиаке он проявляет свойства кислоты — растворяет металлы с выделением водорода. Мочевина OiNHa) в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты, в безводной уксусной кислоте — свойства основания, а в водном растворе она нейтральна. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте. [c.189]


Соль: концепция, свойства и использование

Соль — это ионное соединение, образующееся в результате реакции нейтрализации кислоты и основания. Оно состоит из связанных чисел катионов (положительно заряженных ионов) и анионов (отрицательных ионов), так что изделие электрически нейтрально (без заряда нетто). Это могут быть простые соли, такие как NaCl, KCl и Na 2 SO 4 ; кислые соли, такие как NaHCO 3 и NaH 2 PO 4 ; или двойные соли, такие как KAl (SO 4 ) 2 .

Другими словами, соль — это соединение, образованное частичным или полным замещением замещаемых атомов водорода в молекуле кислоты на металл или радикал, который действует как металл. Например —

Виды солей

Нормальная соль: Нормальная соль — это соль, образованная путем полной замены замещаемых атомов водорода в молекуле кислоты на металл или группу элементов, действующих как металл.Примеры: такие соединения, как KCl, NaCl, FeS0 4 , Na 2 S0 4 , FeCl 2 и т. Д., Являются нормальными солями. Очевидно, что нормальная соль не содержит заменяемого атома H в своей молекуле.

Кислотная соль: Кислая соль — это соль, которая содержит один или несколько замещаемых атомов водорода в своей молекуле и образуется путем частичной замены атомов H, присутствующих в молекуле кислоты, на металл или положительный радикал. Примеры: такие соединения, как NaHS0 4 , NaHC0 3 , KHC0 3 , NaH 2 PO и т. Д., Являются кислыми солями.

Основная соль: Соль, содержащая в молекуле 02- или ОН- группу, называется основной солью. Примеры: такие соединения, как Mg (OH) Cl, [Mg (OH) 2 . MgC0 3 ], [Cu (OH) 2.CuCO3 ) и т.д. являются основными солями.

NH 4 OH + HCl → NH 4 Cl + H 2 O

Кислая соль: Нормальная соль, которая образуется в результате нейтрализации сильной кислоты и слабого основания, называется кислой солью, потому что ее водный раствор окрашивается в синий лакмусовый красный цвет.Примеры: такие соединения, как FeCI 3 , ZnCl 2 , HgCl 2 , Fe 2 (S0 4 ) 3 , HgS0 4 и т. Д., Являются кислотными солями.

2NaOH + H 2 CO 3 Na 2 CO 3 + 2H 2 O

Щелочная соль: Нормальные соли, образующиеся при нейтрализации слабых кислот и сильных оснований, называются щелочными солями, потому что их водные растворы окрашиваются в красный лакмусовый синий цвет.Примеры: такие соединения, как Na 2 C0 3 , CH 3 COONa, Na 2 C 2 0 4 , Na 2 B 4 0 7. 10 H 2 0 и т. Д. Представляют собой щелочные соли.

NaOH + HCl NaCl + H 2 O

Нейтральная соль: Они образуются при нейтрализации сильных кислот и сильных оснований, называются нейтральными солями, потому что их водные растворы нейтральны по отношению к лакмусу.Примеры: такие соединения, как NaCl, KCl, K 2 S0 4 , NaN0 3 , KCl0 3 , KClO 4 и т. Д., Являются нейтральными солями.

Двойная соль: Двойная соль — это смесь двух солей, которая при растворении в воде дает два типа ионов металлов. Примеры: такие соединения, как калийные квасцы [K 2 S0 4 . Al 2 (S0 4 ) 3 . 24 H 2 0], соль Мора [FeS0 4 . (NH 4 ) 2 S0 4 .6H 2 0], Квасцы железа [K 2 S0 4 . Fe 2 (SO 4 ) 3 .24 H 2 0] и т.д. представляют собой двойные соли.

Комплексная соль: Комплексная соль — это соль, которая содержит комплексный ион или сложную нейтральную молекулу, в которой есть центральный ион металла, окруженный рядом нейтральных молекул или отрицательных ионов. Примеры: такие соединения, как ферроцианид калия (K 4 [Fe (CN) 6 ]), аргентоцианид калия (K [Ag (CN) 2 ]), тетраамино сульфат меди ([Cu (NH 3 ) 4 ] SO 4 ) и т.д. представляют собой комплексные соли.

Использование солей

Использование солей представлено ниже в табличной форме:

Соли

Использует

Поваренная соль (NaCl) Хлорид натрия

  • Поваренная соль используется в кулинарном газе.
  • Используется в качестве консерванта в соленых огурцах и при консервировании мяса и рыбы.
  • Используется при производстве мыла.
  • Используется для таяния льда зимой в холодных странах.
  • Используется в производстве крупных химикатов, таких как стиральная сода, пищевая сода и т. Д.

Гидроксид натрия (NaOH)

  • Используется для изготовления мыла и моющих средств.
  • используется для изготовления искусственного текстильного волокна (вискоза)
  • Используется при производстве бумаги.
  • Используется для очистки бокситовой руды.
  • Используется для обезжиривания металлов, нефтепереработки и изготовления красителей и отбеливателей.

Стиральная сода (NaCO 3. 10 H 2 O) Карбонат натрия

  • Используется как «очищающее средство» в домашних условиях, например, для стирки одежды.
  • Используется для удаления постоянной жесткости воды.
  • Используется при производстве стекла, мыла и бумаги.
  • Используется при производстве соединений натрия, таких как бура.

Пищевая сода (NaHCO 3 ) Бикарбонат натрия

  • Используется как антацид.
  • Используется для изготовления разрыхлителя, который используется для изготовления тортов, хлеба и т. Д.
  • Используется в огнетушителях .

Обесцвечивающий порошок (CaOCl 2 ) Гидрохлорит кальция

  • Используется в текстильной промышленности для отбеливания хлопка, льна и бумаги.
  • Промышленность по отбеливанию древесной массы.
  • Используется для обеззараживания питьевой воды.
  • используется при производстве хлороформа (CHCl 3 )
  • Используется для изготовления безусадочной шерсти.
  • Используется как окислитель во многих химических отраслях промышленности.

Парижский гипс

CaS0 4 1/2 H 2 O)

Сульфат кальция

полугидрат

  • Используется в больнице для фиксации переломов костей.
  • Используется для изготовления игрушек, отделочных материалов, дешевого орнамента, мела и т. Д.
  • используется для огнезащитного материала
  • Используется для придания гладкости поверхности.

Изображение предоставлено: www.executiveemotionalintelligence.com

Кислотные основания и соли — DewWool

Мы сталкиваемся с химическими соединениями в повседневной жизни. Каждое химическое соединение имеет свои уникальные свойства. Химические соединения можно разделить на три категории: кислоты, основания и соли в зависимости от значения pH.В этой статье мы рассмотрим определение, примеры, свойства, химическую реакцию и использование кислот, оснований и солей.

Кислоты — это химические соединения, имеющие кислый вкус. (Предупреждение: никогда не пробуйте химические соединения). Они встречаются во фруктах, таких как лимон, апельсин, виноград, яблоки и т. Д. Кислотные соединения имеют разную степень кислотности в зависимости от их кислотной силы. Некоторые из них являются сильными кислотами, такими как соляная кислота (Предупреждение: кислоты вызывают коррозию), а некоторые — слабыми, как лимонная кислота.Кислоты являются едкими по своей природе, а это означает, что они могут обжечь кожу, даже если это одна капля.

Основания — это горькие на вкус химические соединения. (Предупреждение: никогда не пробуйте химические соединения). Некоторые примеры основ включают мыльную воду, натриевую известь, разрыхлитель и т. Д. Основания также могут быть коррозионными по своей природе. Основные соединения также обычно называют щелочными соединениями.

Когда кислота и основание реагируют друг с другом, образуются соли. Такие соли, как хлорид натрия (поваренная соль NaCl), встречаются в природе в морской воде.Многие соли также находятся в отложениях горных пород и называются каменными солями.

Как определить, является ли соединение кислотно-основным или солевым?

Индикаторы — это химические соединения, которые помогают нам определить, является ли соединение кислотой, основанием или солью. Примерами индикаторов являются лакмусовая бумага, лакмусовая бумажка, метиловый апельсин, фенолфталеин и т. Д. Индикаторы претерпевают наблюдаемые изменения, такие как изменение цвета или образование осадка, что помогает нам определить природу химического соединения.

Определение кислот

Грейпфруты имеют кислую природу с pH около 3. Изображение ExplorerBob с сайта Pixabay

Кислоты — это химические соединения, которые могут диссоциировать с высвобождением протона (H +) и имеют pH менее 7 по шкале pH. На вкус они кислые. Кислоты окрашивают синюю лакмусовую бумажку в красный цвет. Кислоты выделяют водородный газ при взаимодействии с некоторыми металлами. Они могут вызывать коррозию по своей природе, поэтому с ними следует обращаться очень осторожно.

Пример кислот

Природные кислоты

Природные кислоты получают из органических веществ, таких как фрукты, овощи и животные.

  • Винная кислота в тамаринде
  • Молочная кислота в молоке
  • Лимонная кислота в лимоне, апельсинах и других цитрусовых
  • Уксусная кислота в уксусе
  • Щавелевая кислота в томатах

Минеральные кислоты

Минеральные кислоты, полученные из неорганических веществ

  • Соляная кислота (HCl)
  • Серная кислота (h3SO4)
  • Азотная кислота (HNO3)
  • Плавиковая кислота (HF)
  • Борная кислота (h4BO3)

Реакция кислот на индикаторы

Индикатор Индикация
Лакмусовая бумага синяя Красный цвет
Фенолфталеин Бесцветный 902 красный желтый
Черный цветок Розовый

Химические свойства кислот

  1. Кислоты реагируют с металлами с выделением газообразного водорода
  2. Выделяют ионы водорода (H +) при растворении в воде
  3. Кислоты обладают коррозийной природой
  4. Кислоты реагируют с карбонатами металлов с выделением диоксида углерода
  5. Кислоты реагируют с гидрокарбонатами металлов с выделением диоксид углерода

Использование кислот

Соляная кислота

  • Рафинирование металлов
  • Синтез органических кислот
  • Нейтрализация воды при очистке сточных вод и плавательных бассейнах
  • Растворение горных пород в нефтяных скважинах

Лимонная кислота

  • Используется в качестве ароматизатора и консерванта в пищевых продуктах.
  • Используется в качестве хелатирующего агента при обработке жесткой воды
  • Широко используется в косметике

Азотная кислота

  • Используется в синтезе азотных удобрений
  • Используется в качестве окислителя в органическом синтезе
  • Используется в синтезе царской водки для очистки золотых поверхностей

Определение основ

Мыло по своей природе является основным. Изображение theresaharris10 с сайта Pixabay

Основания — это химические соединения, которые могут диссоциировать с высвобождением гидроксид-иона (ОН-) и имеют pH более 7 по шкале pH.Они горькие на вкус. Основа становится красной лакмусовой бумажкой синей. Они мыльные и скользкие на ощупь, а также могут вызывать коррозию.

Примеры баз

Водорастворимые основы

Обычно это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

  • Гидроксид калия (KOH)
  • Гидроксид натрия (NaOH)
  • Гидроксид лития (LiOH)
  • Гидроксид кальция (Ca (OH) 2)
  • Гидроксид бария (Ba (OH) 2)
  • Гидроксид стронция (Sr ( OH) 2)

Водонерастворимые основания

Это тоже основания, но не растворяются в воде.

  • Оксид магния (MgO)
  • Оксид меди (CuO)
  • Основания Шиффа

Реакция оснований на индикаторы:

Туркума 9018 оранжевый 9046 Метил 9024yl 9024yl красный
Индикатор Обозначение
Красная лакмусовая бумага Голубая
Фенолфталеин
Черный цветок Зеленый цвет

Химические свойства основ

  1. Основания реагируют с металлами, образуя соль и выделяя газообразный водород
  2. Выход гидроксидных (ОН-) ионов при растворении в воде
  3. Основания реагируют с оксидами неметаллов (напр.г: NO2, CO2, SO2 и т. д.) с образованием соли и воды
  4. Основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды
  5. Карбонат металла (тип основания) и гидрокарбонат металла (тип основания) реагируют с кислотой для получения соли, воды и диоксида углерода

Использование оснований

Гидроксид натрия

  • Широко используется в органическом химическом синтезе
  • Используется как промышленное чистящее средство
  • Используется при очистке сточных вод для регулирования pH
  • Используется для растворения амфотерных металлов, например, при синтезе алюминия по процессу Байера.

Гидроксид кальция

  • Широко используется в пищевой промышленности из-за низкой токсичности.
  • Используется в строительстве, обычно называется гашеной известью.
  • Используется при синтезе эбонита.

Бикарбонат натрия

  • Используется в качестве антацида для лечения кислотного расстройства желудка.
  • Используется как разрыхлитель при выпечке
  • Используется как регулятор pH в плавательных бассейнах.
  • Используется как фунгицид

Определение солей

Соли для ароматерапии: Изображение Марины Першиной с сайта Pixabay

В химии соль образуется в результате реакции между кислотой и основанием.Это всегда ионное соединение, состоящее из положительно заряженного иона, называемого катионом, и отрицательно заряженного иона, называемого анионом. Например: Поваренная соль (NaCl) состоит из иона натрия (Na +) в качестве катиона и иона хлорида аниона (Cl-) в качестве аниона. NaCl является результатом реакции между HCl (соляной кислотой) и NaOH (гидроксидом натрия). Соль — нейтральное соединение и имеет pH 7. Она не изменяет цвет лакмусовой бумажки.

Примеры солей

Кислая соль

Кислые соли растворяются в воде с образованием кислых растворов.Он образуется в результате реакции сильной кислоты со слабым основанием.

  • Гидросульфат натрия (NaHSO4)
  • Дигидрофосфат натрия (Nah3PO4)
  • Дигидрофосфат калия (Kh3PO4)

Основная соль

Основные соли являются результатом сильного основания и слабой кислоты

  • Цианид калия (KCN)
  • Гидроксид натрия (NaOH)
  • Гидроксид цинка хлорида (Zn (OH) Cl)

Двойная соль

Двойные соли содержат более одного катиона или аниона и имеют очень сложную формулу.

  • Калий фторид церия (KCeF4)
  • Соль Мора
  • Калий йодид иттербия (K4 [YbI6])

Смешанная соль

Смешанная соль — это соль, состоящая из двух анионов с общим катионом или двух катионов с общим анионом. Это результат реакции между более чем одной кислотой или основанием, приводящей к дисбалансу количества катионов или анионов.

  • Обесцвечивающий порошок (Ca (ClO) 2)
  • Динатрий кальция ЭДТА

Химические свойства солей

  • Нейтральные соли имеют значение pH 7.Кислые соли имеют значение pH менее 7. Основные соли имеют значение pH более 7. pH смешанных солей и двойных солей зависит от количества и типа катионов и анионов.
  • Соли в основном изоляторы, но в расплавленном состоянии или в растворе они проводят электричество из-за ассоциации с анионами и катионами.
  • Соли хорошо растворимы в воде и других полярных растворителях. Они распадаются на анионы и катионы.
  • Соли представляют собой кристаллы с молекулами воды в них, которые можно удалить путем нагревания при высоких температурах.Эти молекулы воды называются кристаллизационной водой.
  • Соли реагируют с металлом. Если металл более реакционноспособен, чем катион в соли, то происходит реакция катионного обмена с образованием другой соли и металла.
  • Соли реагируют с кислотами, вступая в реакцию ионного обмена с образованием другой кислоты и соли.
  • Соли реагируют с основаниями с образованием реакции ионного обмена с образованием другого основания и соли.

Использование соли

Соли используются во многих отраслях промышленности, химическом синтезе, домашнем хозяйстве и сельском хозяйстве.Мы обсудим наиболее часто используемые соли нитрата аммония (Nh5NO3), хлорида натрия (NaCl) и дихромата калия

.

Аммиачная селитра (Nh5NO3)

  • Аммиачная селитра широко используется в качестве удобрений и предпочтительнее мочевины из-за ее стабильности.
  • Он входит в состав большинства основных взрывчатых веществ, таких как гексоген, тротил и т. Д.
  • Он используется в холодных упаковках, он поглощает тепло при реакции с водой.

Хлорид натрия (NaCl)

  • Используется в наших домах как поваренная соль
  • Используется для синтеза хлора и гидроксида натрия
  • Используется в синтезе карбоната натрия и карбоната кальция
  • Используется при бурении нефтяных скважин для флокуляции буровой раствор.
  • Он также используется для смягчения воды в процессе ионного обмена.

Дихромат калия (K2Cr2O7)

  • Используется в синтезе чистящих средств для стеклянной посуды.
  • Используется в качестве ингредиента цемента.
  • Он используется для многих аналитических тестов в химии из-за его ярко-оранжевого цвета.

Какая польза от разделения химических веществ на кислоты, основания и соли?

Классификация химических веществ на основе значения pH помогает нам определить их физические свойства, такие как вкус, ощущение и форма.Мол, кислоты кислые на вкус, а основания горькие. Что еще более важно, мы получаем знания о химических свойствах и определяем результаты химической реакции, фактически не выполняя их.

Знание кислот, оснований и солей очень важно во время научных исследований, так как дает нам четкое представление о том, как химическое вещество будет реагировать. Например, в некоторых случаях это может быть опасно, как добавление воды к кислотам.

Реагируют ли кислоты с солями?

Реакция взаимодействия солей и кислоты с образованием другой кислоты и соли.Но катионы и анионы в новой соли и кислоте будут другими.

Например: 2NaCl + h3SO4 ——> Na2SO4 + 2HCl

Какая кислота самая сильная?

pH кислот зависит также от концентрации. Концентрированная серная кислота — одна из самых сильных кислот. Недавно группа исследователей из Калифорнии заявила, что синтезировала сильнейшую кислоту, называемую карборановой кислотой [H (CHB11Cl11)]. [Ссылка — Самые сильные выделяемые кислоты Марк Юхас и др. DOI: 10.1002 / anie.200460005]

Какая база самая мощная?

Супероснования, такие как бис (триметилсилил) амид лития ((Ch4) 3Si) 2NLi, бутиллитий, диизопропиламид лития, амид натрия, считаются сильнейшими основаниями в мире.

Каков pH уксуса?

pH уксуса колеблется от 2 до 3 и зависит от концентрации раствора. Уксус уксусный, по вкусу кислый. Основной компонент уксуса — уксусная кислота.

Присутствуют ли в нашем организме кислоты, основания и соли?

Да, кислоты, основания и соли присутствуют в нашем организме и очень важны для нормального функционирования наших органов. Например, в нашем желудке кислая среда, а в кишечнике — основная среда, и pH жизненно важен для их здорового функционирования. Наша кровь имеет pH около 7,4, небольшое изменение pH может оказать неблагоприятное воздействие на наш организм.

Примеры кислот в нашем организме: молочная кислота, жирные кислоты и аминокислоты, такие как глутаминовая кислота и т. Д.

Пример оснований в нашем теле: Трипсин

Пример солей в нашем организме: Соли натрия и калия.

Какой pH у обычных кислот, оснований и солей?

pH кислот, оснований и солей зависит от их концентрации. Вы можете прочитать эту статью, чтобы найти полный список pH химических веществ в зависимости от их концентраций.

Безопасно ли употреблять кислоты, основания и соли?

Вы никогда не должны пробовать или употреблять какие-либо химические вещества (кислоты, основания или соли). Пары некоторых сильных кислот также могут повлиять на ваши глаза и горло, а также могут повлиять на ваш носовой ход.Кислоты и соли имеют коррозионную природу. Степень воздействия может варьироваться в зависимости от их концентрации. Соли также могут вызывать дисбаланс в нашем организме и влиять на кровяное давление.

Какие примеры кислот, оснований и солей мы используем на нашей кухне?

  • Кислоты на кухне: Уксус, соковыжималка, джемы, желе, кетчуп и т. Д.
  • Основы на кухне: Бикарбонат натрия (пищевая сода), мыло для уборки, антациды и т. Д.
  • Соли на кухне: Хлорид натрия, глутамат натрия и др.

Классификация солей — A Plus Topper

Классификация солей

Что такое соль?

Соль образуется в реакции нейтрализации между кислотой и основанием. Соль — это общий термин, используемый для веществ, которые образуются при взаимодействии кислоты и основания.
Эта реакция называется реакцией нейтрализации , .
Кислота + основание → соль + вода
Соль представляет собой ионное соединение , состоящее из катиона , такого как ион металла или ион аммония из основания и анион из кислоты .

Пример:
Реакция между уксусом и пищевой содой является реакцией нейтрализации. Уксус, как мы уже знаем, содержит кислоту, а пищевая сода — основание. Когда уксус вступает в реакцию с пищевой содой, образуется соль.Вода и углекислый газ также являются продуктами этой реакции.
Точно так же обычная поваренная соль образуется при реакции соляной кислоты (HCl) с гидроксидом натрия (NaOH).

HCl (водн.) + NaOH (водн.) → NaCl (водн.) + H 2 O (л)

Следовательно, соль можно определить следующим образом.
Соль представляет собой соединение, образующееся, когда ион водорода в кислоте заменяется ионом металла или ионом аммония.

Люди тоже спрашивают

Таблица: Примеры солей различных кислот

Кислота Соль
Соляная кислота HCl Хлорид
соли
Натрий Хлорид Аммоний Хлорид NaCl
NH 3 Cl
Азотная кислота HNO 3 Нитрат
соли
Калия нитрат Алюминий нитрат KNO 3
Al (NO 3 ) 3
Серная кислота H 2 SO 4 Сульфат
соли
Сульфат аммония Сульфат Сульфат магния (NH 4 ) 2 SO 4
MgSO 4
Угольная кислота H 2 CO 3 Карбонат
соли
Железо (II) c арбонат Кальций Карбонат FeCO 3
CaCO 3
Фосфорная кислота H 3 PO 4 Фосфат
соли
Железо (lll) фосфат Аммоний фосфат FePO 4
(NH 4 ) 3 PO 4
этановая кислота CH 3 COOH этаноат
соли
Свинец (II) этаноат Медь (II) этаноат Pb (CH 3 COO) 2
Cu (CH 3 COO) 2

Соли могут быть кислыми, основными или нейтральными.Кислые соли образуются, когда сильная кислота реагирует со слабым основанием. Основные соли образуются, когда сильное основание реагирует со слабой кислотой. Когда сильная кислота реагирует с сильным основанием, образуются нейтральные соли.

Типы солей:
Различные типы солей: нормальная соль, кислая соль, основная соль и двойная соль.

1. Нормальная соль : Соль, не содержащая заменяемых атомов водорода или гидроксильных групп, называется нормальной солью.
Примеры:
Na 2 SO 4 , полученный в реакции между H 2 SO 4 и NaOH, является нормальной солью, поскольку она образуется в результате полного замещения обоих атомов H в H 2 SO 4 ,
Аналогичным образом, сульфат кальция (CaSO 4 ), фосфат натрия (Na 3 PO 4 ) и фосфат калия (K 3 PO 4 ) также являются нормальными солями.

2. Кислая соль: Когда многоосновная кислота не полностью нейтрализована основанием, полученная соль будет содержать замещаемые атомы водорода.Следовательно, он может дополнительно принимать участие в реакции с основанием в виде кислоты. Такая соль называется кислотной солью. Например, соль NaHSO 4 , полученная в реакции между NaOH и H 2 SO 4 , является кислой солью, поскольку она способна к дальнейшей реакции с основанием NaOH с образованием нормальной соли Na 2 SO 4 .

H 2 SO 4 + NaOH → NaHSO 4 + H 2 O
NaHSO 4 + NaOH → Na 2 SO 4 + H 2 O

Таким образом, кислотная соль может быть определена следующим образом.
Соль, содержащая замещаемые атомы водорода, называется кислотной солью.
Примеры:
NaHSO 4 , NaH 2 PO 4 и Na 2 HPO 4 являются примерами кислотных солей.

3. Основная соль: Когда поликислотное основание реагирует с меньшим количеством кислоты, чем необходимо для полной нейтрализации, полученная соль также содержит гидроксильную группу (группы) (ОН). Такая соль называется основной солью.
Примеры:
1 моль Pb (OH) 2 требует 2 моля HCl для полной нейтрализации.Но когда 1 моль Pb (OH) 2 вступает в реакцию с 1 моль HCl, некоторое количество Pb (OH) 2 остается непрореагировавшим. Получаемая соль представляет собой не PbCl 2 , а Pb (OH) Cl.

Аналогичным образом, когда один моль Bi (OH) 3 взаимодействует с 1 моль HNO 3 , образуется соль Bi (OH) 2 NO 3 .

Bi (OH) 3 + HNO 3 → Bi (OH) 2 NO 3 + H 2 O

Соли, подобные Pb (OH) Cl и Bi (OH) 2 NO 3 , содержат группу ОН.Эти соли называются основными солями, потому что они могут далее реагировать с кислотами с образованием H 2 O и соответствующих нормальных солей.

Pb (OH) Cl + HCl → PbCl 2 + H 2 O

Bi (OH) 2 NO 3 + HNO 3 → Bi (OH) (NO 3 ) 2 + H 2 O

Bi (OH) (NO 3 ) 2 + HNO 3 → Bi (NO 3 ) 3 + H 2 O

Таким образом, основная соль образуется, когда поликислотное основание реагирует с меньшим количеством кислоты, чем необходимо для образования нормальной соли.

4. Двойная соль: В двойной соли есть два разных отрицательных и / или положительных иона. Например, минеральный доломит CaCO 3 · MgCO 3 содержит ионы Ca 2+ и Mg 2+ . Следовательно, это двойная соль. Калийные квасцы, K 2 SO 4 · Al 2 (SO 4 ) 3 .24H 2 O, также является двойной солью.
Двойные соли существуют только в твердом состоянии. При растворении в воде они распадаются на смесь двух отдельных солей.Например, когда калийные квасцы растворяются в воде, они распадаются следующим образом.

Растворимость солей в воде

  1. Соли — это ионные соединения, которые растворяются в воде. Однако в результате экспериментов, проведенных химиками, не все соли оказались растворимыми в воде.
  2. Например, хлорид натрия, NaCl, легко растворяется в воде, но хлорид серебра, AgCl, не растворяется в воде.
  3. В таблице перечислены некоторые распространенные растворимые и нерастворимые соли.

Таблица: Растворимость солей в воде

Тип соли Растворимость в воде
Соли аммония Все растворимы.
Натриевые и калиевые соли Все растворимы.
этаноатные соли Все растворимы.
Нитратные соли Все растворимы.
Хлоридные соли Все растворимы, кроме AgCl, HgCI и PbCl 2
Сульфатные соли Все растворимы, кроме PbSO 4 , CaSO 4 , BaSO 4 и Ag2SO 4
Карбонатные соли Все нерастворимы, кроме Na 2 CO 3 , K2CO 3 и (NH 4 ) 2CO 3
Соли свинца (II) Все нерастворимы, кроме Pb (NO 3 ) 2 и Pb (CH 3 COO) 2

Активность
Цель: Продемонстрировать реакцию нейтрализации
Необходимые материалы: Гидроксид натрия, разбавленная соляная кислота и фенолфталеин
Метод:
Взять 30 мл разбавленного раствора гидроксида натрия в конической колбе. и добавить к нему каплю фенолфталеина.Теперь по каплям налейте в него соляную кислоту, используя пипетку, до тех пор, пока цвет раствора не изменится.
Наблюдение: Раствор становится розовым при добавлении фенолфталеина к гидроксиду натрия. Раствор становится бесцветным, когда весь гидроксид натрия прореагирует. При тестировании бесцветного раствора лакмусовой бумагой нет изменений ни с красной, ни с синей лакмусовой бумагой.
Заключение: Цвет лакмусовой бумаги не изменился, что свидетельствует о том, что раствор стал нейтральным.

Электролиты — это вещества, которые при растворении в воде распадаются на
катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Мы говорим, что ионизируют .
Сильные электролиты ионизируются полностью (100%), а Сильные электролиты
ионизируется лишь частично (обычно порядка 1–10%). То есть основных видов
в растворе для сильных электролитов — ионы, в то время как в растворе
для слабых электролитов — это само неионизированное соединение.

Сильные электролиты делятся на три категории: сильные кислоты ,
сильных оснований и солей .
(Соли иногда также называют ионными соединениями , но действительно сильные
основания также являются ионными соединениями.) Слабые электролиты включают слабых кислот и слабых оснований .

Примеры сильных и слабых электролитов приведены ниже:

Сильные электролиты сильные кислоты HCl, HBr, HI, HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 и H 2 SO 4

сильные основания NaOH, Ba (Ba OH) 2 и Ca (OH) 2

соли NaCl, KBr, MgCl 2 и многие, многие другие

Слабые электролиты
слабые кислоты HF, HC 2 H 3 O 2 (уксусная кислота), H 2 CO 3 (угольная кислота), H 3 PO 4 (фосфорная кислота) и многое другое

слабые основания NH 3 (аммиак), C 5 H 5 N (пиридин) и несколько других, все содержащие «N»

Возможность классифицировать электролиты критична

Как химики, мы должны иметь возможность взглянуть на такую ​​формулу, как HCl или NaOH, и быстро узнать
к какой из этих классификаций он относится, потому что нам нужно уметь
знать, с чем мы работаем (ионами или соединениями), когда мы работаем с
химикаты.Например, нам нужно знать, что бутылка с надписью «NaCN» (соль) действительно содержит
нет NaCN, скорее Na + и CN , или что бутылка с надписью «HCN»
(слабая кислота) в основном HCN
также присутствует небольшое количество H + и CN .
Разница между простым открытием бутылки с надписью «HCN» и бутылки с надписью «NaCN» может быть вашей жизнью, поскольку HCN,
или цианид водорода , является токсичным газом, в то время как CN , или цианид-ион , являющийся ионом,
не является газом и передается только в твердой или растворной форме.Тем не менее, именно цианид-ион CN является убийцей. (Он фиксируется на Fe 3+ в гемоглобине, из-за чего в мозг поступает меньше кислорода.)
Цианид присутствует в обоих флаконах, и если он попадет в ваш кровоток как CN или как HCN, он вас убьет.

Шесть шагов для классификации электролитов

Так как же нам
классифицировать соединения на основе их формулы? Один из практических методов описан ниже:

Шаг 1 Это одна из семи сильных кислот?
Шаг 2 Имеет ли он форму Металл (ОН) n ? Тогда это сильная база.
Шаг 3 Имеет ли он форму Металл (X) n ? Тогда это соль.
Шаг 4 Формула начинается с буквы «H»? Это , вероятно, слабая кислота.
Шаг 5 Есть ли в нем атом азота? Это может быть слабой базой.
Шаг 6 Ничего из этого? Назовите это неэлектролитом.

Обратите внимание, что здесь есть двусмысленность, начиная с шага 4.Просто так оно и есть.
Чтобы определить, является ли вещество слабой кислотой или слабым основанием, у вас есть
знать больше, чем молекулярная формула, особенно для соединений, содержащих углерод.
(Часто необходима структурная формула , которая показывает подробные связи атомов.)

Сводка

Таким образом, вы должны знать наиболее распространенные имена и символы элементов,
запомнить семь сильных кислот,
уметь заметить металл (знать хотя бы, где они на
таблица Менделеева), запомните хотя бы несколько наиболее распространенных слабых кислот и слабых оснований,
и будешь в хорошей форме.

ВЫ МОЖЕТЕ ЭТО СДЕЛАТЬ!

Основание (химия) — Энциклопедия Нового Света

В химии основание рассматривается как вещество, которое может принимать протоны или любое химическое соединение, которое дает гидроксид-ионы (OH ) в растворе. Его также обычно называют любым веществом, которое может реагировать с кислотой для уменьшения или нейтрализации ее кислотных свойств, изменения цвета индикаторов (например, превращение красной лакмусовой бумажки в синий), ощущения скользкости на ощупь в растворе, горького вкуса, реакции с кислотами с образованием солей и способствуют определенным химическим реакциям (например,грамм. базовый катализ). Примеры простых оснований — гидроксид натрия и аммиак. Гидроксид натрия (NaOH), также известный как каустическая сода или щелочь, диссоциирует в воде с образованием ионов гидроксида (OH ) и ионов натрия (Na + ).

В основном растворе фенолфталеин имеет розовый или красный цвет.

Базы имеют множество практических применений, и некоторые из них обычно используются в домашних условиях. Бытовой аммиак — привычное чистящее средство. Щелок используется для чистки засоров и сточных вод в раковинах. Гидроксид калия, также называемый едким калием, используется для изготовления мягкого мыла, которое легко растворяется в воде.Гидроксид магния в воде (также называемый молоком магнезии) используется как антацидное или слабительное средство.

Щелочь и основание

Происхождение концепций

Термин «щелочь» происходит от арабского слова al qalīy , что означает «кальцинированный пепел». Считалось, что зола растений обладает такими свойствами, как способность обращать действие кислот и моющими свойствами. Таким образом, щелочь изначально считалась антитезой кислоты. Образование солей в результате реакции кислоты и щелочи привело к мнению, что соли могут быть получены из двух компонентов противоположной природы.

Однако не все некислотные компоненты обладают щелочными свойствами. Примерами являются оксиды и гидроксиды тяжелых металлов. Так родилось понятие «база». Эта концепция была впервые введена французским химиком Гийомом Франсуа Руэлем в 1754 году. Он отметил, что кислоты, которые в то время были в основном летучими жидкостями, такими как уксусная кислота, превращались в твердые соли только в сочетании с определенными веществами. Эти вещества сформировали конкретную основу для соли, [1] и отсюда и название.

Путаница между основанием и щелочью

Термины «основание» и «щелочь» часто используются взаимозаменяемо, поскольку наиболее распространенными основаниями являются щелочи. Обычно говорят об «измерении щелочности почвы», когда на самом деле имеется в виду измерение pH (основного свойства). Точно так же основания, не являющиеся щелочами, такие как аммиак, иногда ошибочно называют щелочными.

Обратите внимание, что не все или даже большинство солей, образованных щелочными металлами, являются щелочными; это обозначение применяется только к тем солям, которые являются основными.

В то время как большинство электроположительных оксидов металлов являются основными, только растворимые оксиды щелочных и щелочноземельных металлов можно правильно назвать щелочами.

Это определение щелочного металла как основной соли щелочного или щелочноземельного металла действительно кажется наиболее распространенным, исходя из словарных определений, [2] , однако, существуют противоречивые определения термина щелочь. К ним относятся:

  • Любое водорастворимое основание [3] Щелочь, Farlex, 2008.Проверено 8 апреля 2008 г. Это более точно называется базой Аррениуса.
  • Раствор основы в воде. [4]

Определения кислот и оснований

Кислоты и основания образуют комплементарные пары, поэтому их определения необходимо рассматривать вместе. Есть три общие группы определений: определения Аррениуса , Бронстеда-Лоури и Льюиса , в порядке возрастания общности.

  • Аррениус : Согласно этому определению, кислота — это вещество, которое увеличивает концентрацию иона гидроксония (H 3 O + ) при растворении в воде, а основания — это вещества, увеличивающие концентрацию гидроксид-ионов. (ОН ).Это определение ограничивает кислоты и основания веществами, которые могут растворяться в воде. Около 1800 года многие французские химики, в том числе Антуан Лавуазье, ошибочно полагали, что все кислоты содержат кислород. Действительно, современное немецкое слово для обозначения кислорода — Sauerstoff (букв. Кислое вещество). Английские химики, в том числе сэр Хэмфри Дэви, в то же время считали, что все кислоты содержат водород. Шведский химик Сванте Аррениус использовал это убеждение, чтобы разработать определение кислоты.
  • Brønsted-Lowry : Согласно этому определению, кислота является донором протона (ядро водорода), а основание — акцептором протона (ядро водорода).Говорят, что кислота диссоциирует после передачи протона. Кислота и соответствующее основание называются сопряженными парами кислота-основание. Бренстед и Лоури сформулировали это определение, которое включает нерастворимые в воде вещества, которых нет в определении Аррениуса.
  • Льюис : Согласно этому определению, кислота является акцептором электронной пары, а основание — донором электронной пары. (Их часто называют «кислоты Льюиса [5] » и «основания Льюиса [6] », и в органической химии они являются электрофилами [7] и нуклеофилами [8] , соответственно; Lewis основания также являются лигандами в координационной химии.) Кислоты Льюиса включают вещества без переносимых протонов (например, H + ионов водорода), такие как хлорид железа (III), и, следовательно, определение кислоты Льюиса имеет более широкое применение, чем определение Бренстеда-Лоури. Определение Льюиса также можно объяснить с помощью теории молекулярных орбиталей. В общем, кислота может получить пару электронов на своей самой низкой незанятой орбитали (НСМО) с самой высокой занятой орбитали (ВЗМО) основания. То есть HOMO из основания и LUMO из кислоты объединяются в связывающую молекулярную орбиталь.Это определение разработал Гилберт Н. Льюис.

Общие свойства

Некоторые общие свойства основ включают:

  • Вкус : Горький вкус (в отличие от кислого вкуса кислот и сладости альдегидов и кетонов)
  • Прикосновение : Склизкое или мыльное ощущение на пальцах
  • Реакционная способность : Каустик [9] на органических веществах, бурно реагирует с кислотными или восстанавливаемыми веществами
  • Электропроводность : Водные растворы или расплавленные основания диссоциируют на ионы и проводят электричество
  • Лакмусовый тест : Основания становятся красными лакмусовая бумага синяя.{-}] \ over [BH]}}

    Константа равновесия Kb также называется базовой константой ионизации. Он относится к реакции, в которой основание образует сопряженную кислоту путем удаления иона H + из воды.

    pH (нечистой) воды является мерой ее кислотности. В чистой воде примерно одна из десяти миллионов молекул диссоциирует на ионы гидроксония (H 3 O + ) и ионы гидроксида (OH ) в соответствии со следующим уравнением:

    2H 2 O (l ) ⇌ H 3 O + (водн.) + OH (водн.)

    Основание принимает (удаляет) ионы гидроксония [10] (H 3 O + ) из раствора , или отдает в раствор гидроксид-ионы [11] (OH ).Оба действия снизят концентрацию ионов гидроксония и, таким образом, увеличат pH. Напротив, кислота отдает ионы H 3 O + раствору или принимает OH , тем самым понижая pH.

    Например, если 1 моль гидроксида натрия (40 г) растворить в 1 литре воды, концентрация гидроксид-ионов станет [OH ] = 1 моль / л. Следовательно, [H + ] = 10 −14 моль / л, а pH = −log 10 −14 = 14.

    Константа основности или pK b является мерой основности и связаны с pKa простым соотношением pK a + pK b = 14.

    Base Strenght

    A «Сильное основание» — это основание, которое полностью гидролизует, депротонируя кислоты в кислотно-основной реакции, следовательно, повышая pH раствора до 14. Соединения с pH более чем примерно 13 называются сильные основания. Сильные основания, такие как сильные кислоты, атакуют живые ткани и вызывают серьезные ожоги. Они по-разному реагируют на кожу, чем кислоты, в то время как сильные кислоты вызывают коррозию, мы говорим, что сильные основания являются едкими. Обычными примерами сильных оснований являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, таких как NaOH и Ca (OH) 2 .Очень сильные основания способны даже депротонировать очень слабокислые C-H-группы в отсутствие воды.
    Супероснования — это класс особо основных соединений, а гарпунные основания — это особый класс сильных оснований с плохой нуклеофильностью.

    Примеры сильных оснований (гидроксидных соединений) с нисходящей силой:

    • Гидроксид калия (KOH)
    • Гидроксид бария (Ba (OH) 2 )
    • Гидроксид цезия (CsOH)
    • Гидроксид натрия (NaOH)
    • Гидроксид стронция (Sr (OH) 2 )
    • Гидроксид кальция (Ca (OH) 2 )
    • Гидроксид лития (LiOH)
    • Гидроксид рубидия (RbOH)

    Катионы этих сильных оснований появляются в 1 и 2 группы периодической таблицы (щелочные и щелочноземельные металлы).

    Еще более сильными основаниями являются:

    • Гидрид натрия (NaH)
    • Диизопропиламид лития (LDA) (C 6 H 14 LiN)
    • Амид натрия (NaNH 2 )
    • 52

      Weak Base » не полностью ионизируется в растворе. Когда основание ионизируется, оно забирает ион водорода из окружающей воды, оставляя после себя ион ОН-. Слабые основания имеют более высокую концентрацию H + , чем сильные основания. Слабые основания существуют в химическом равновесии так же, как и слабые кислоты.Константа ионизации основания K b указывает на прочность основания. Крупные K b s относятся к более сильным основаниям. PH основания больше 7 (где 7 — нейтральное число; ниже 7 — кислота), обычно до 14.
      Типичным примером слабого основания является аммиак, который используется для очистки.

      Примеры слабых оснований:

      • Аланин (C 3 H 5 O 2 NH 2 )
      • Аммиак (вода) (NH 3 (NH 4 OH))
      • Диметиламин ((CH 3 ) 2 NH)
      • Этиламин (C 2 H 5 NH 2 )
      • Глицин (C 2 H 3 O 2 NH4 )
      • Гидразин (N 2 H 4 )
      • Метиламин (CH 3 NH 2 )
      • Триметиламин ((CH 3 ) 3 N)

      Подкисление

      Основания можно рассматривать как химическую противоположность кислот.Реакция между кислотой и основанием называется нейтрализацией. Основания и кислоты рассматриваются как противоположности, потому что действие кислоты заключается в увеличении концентрации иона гидроксония (H 3 O + ) в воде, тогда как основания снижают эту концентрацию. Основания реагируют с кислотами с образованием солей и воды.

      Положительный ион соли происходит от основания, а отрицательный ион — от кислоты.
      Если рассматривать гидроксид металла в качестве основания, то общая реакция выглядит так:

      HX (водн.) + MOH (водн.) → MX (водн.) + HOH (l)
      кислотно-основная соленая вода

      Соли сильных оснований и сильных кислот

      Сильная кислота HCl ( соляная кислота) реагирует с сильным основанием NaOH (гидроксид натрия) с образованием NaCl (соль = хлорид натрия) и воды.Если количества кислоты и основания находятся в правильном стехиометрическом соотношении, тогда реакция подвергнется полной нейтрализации, при которой кислота и основание потеряют свои соответствующие свойства.

      HCL (водн.) + NaOH (водн.) → NaCl (водн.) + H 2 O (л)
      сильнодействующая соленая вода
      кислотное основание

      Соли сильных оснований и слабые кислоты

      Сильное основание NaOH (гидроксид натрия) добавляют к слабой кислоте CH 3 COOH (уксусная кислота) в 1 л раствора, образуя NaCH 3 COO (ацетат натрия) и воду.

      CH 3 COOH (водн.) + NaOH (водн.) → NaCH 3 COO (водн.) + H 2 O (л)
      слабосоленая вода
      кислотное основание

      Соли слабых оснований и сильных кислот

      Слабые основания реагируют с сильными кислотами с образованием кислых солевых растворов. Конъюгированная кислота слабого основания определяет его pH. Например, NH 3 (аммиак) добавляют к HCl (соляной кислоте) с образованием NH 4 Cl (хлорид аммония).

      NH 3 (водн.) + HCl (водн.) → NH 4 Cl (водн.)
      слабая сильная соль
      основная кислота

      Как только соль образуется, она вступает в реакцию с вода, в результате чего получается слабокислый раствор.

      Соли слабых оснований и слабых кислот

      Солевые растворы, содержащие кислотные катионы и основные анионы, такие как NH 4 F (фторид аммония), имеют две возможные реакции:

      NH 4 + (водн. ) + H 2 O (л) ↔ H 3 O + (водн.) + NH 3 (водн.) K a (NH 4 + ) = 5.6 x 10-10
      F (водн.) + H 2 O (l) ↔ HF (водн.) + OH (водн.) K b (F ) = 1,4 x 10-11

      Поскольку K a (NH 4 + )> K b (F ), реакция аммиака с водой более благоприятна. Следовательно, полученный раствор слабокислый.

      Щелочи

      Щелочные соли

      Большинство основных солей являются щелочными солями, распространенными примерами которых являются:

      • гидроксид натрия (часто называемый «едким натром»)
      • гидроксид калия (обычно называемый «калием»)
      • щелочь ( общий термин для любого из двух предыдущих или даже для смеси)
      • карбонат кальция (иногда называемый «свободная известь»)
      • гидроксид магния является примером атипичной щелочи: это слабое основание (не может быть обнаружено с помощью фенолфталеин) и имеет низкую растворимость в воде.

      Щелочная почва

      Почва со значением pH выше 7,4 обычно называется щелочной. Это свойство почвы может возникнуть естественным образом из-за присутствия солей щелочных металлов. Хотя некоторые растения предпочитают слегка щелочную почву (включая овощи, такие как капуста, и корм, например, буйволин), большинство растений предпочитают умеренно кислую почву (pH от 6,0 до 6,8), и щелочные почвы могут вызывать проблемы.

      Щелочные озера

      В щелочных озерах (разновидность соленых озер) испарение концентрирует встречающиеся в природе щелочные соли, часто образуя корку слабощелочной соли на большой площади.

      Примеры щелочных озер:

      Щелочность негидроксидов

      Как карбонат натрия, так и аммиак являются основаниями, хотя ни одно из этих веществ не содержит групп ОН . Это потому, что оба соединения принимают H + при растворении в воде:

      Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 Na + + HCO 3 + OH
      NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH

      Основания как гетерогенные катализаторы

      Основные вещества могут использоваться в качестве нерастворимых гетерогенных катализаторов химических реакций.Примерами являются оксиды металлов, такие как оксид магния, оксид кальция и оксид бария, а также фторид калия на оксиде алюминия и некоторые цеолиты. Многие переходные металлы являются хорошими катализаторами, многие из которых образуют основные вещества. Основные катализаторы использовались для гидрирования, миграции двойных связей, восстановления Меервейна-Понндорфа-Верли, реакции Михаэля и многих других реакций.

      Практическая базовая химия

      Базы могут использоваться не только в промышленности, но и в домашних условиях.Антациды используются для нейтрализации кислотности желудка; садовники используют основы, такие как лайм (CaO), чтобы сделать почву более простой. Мягкие основы используются для очистки всего: от посуды и одежды до транспортных средств и домашних собак.

      Нейтрализация желудочной кислоты

      Антацид — это основа, которая используется для нейтрализации избытка желудочной кислоты. Рекомендуемая доза — это количество основания, необходимое для нейтрализации , примерно , но не всей желудочной кислоты.

      Кислотно-основной химический состав некоторых антацидов:

      909 95 NaHCO 3

      Соединение Химическая формула Химическая реакция
      Гидроксид алюминия Al (OH) 3 Al (OH) с) + 3 HCl (водн.) ——> AlCl 3 (водн.) + 3 H 2 O (л)
      Карбонат кальция CaCO 3 CaCO 3 ( с) + 2 HCl (водн.) ——> CaCl 2 (водн.) + H 2 O (л) + CO 2 (г)
      Карбонат магния MgCO 3 MgCO 3 (т) + 2 HCl (водн.) ——> MgCl 2 (водн.) + H 2 O (л) + CO 2 (г)
      Магний гидроксид Mg (OH) 2 Mg (OH) 2 (т) + 2 HCl (водн.) ——> MgCl 2 (водн.) + 2 H 2 O (л )
      Бикарбонат натрия NaHCO 3 (водн.) + HCl (водн.) ——> NaCl (водн.) + H 2 O (л) + CO 2 (г)

      Бытовые чистящие средства

      Большинство чистящих средств, таких как средства для мытья посуды, чистящие порошки, средства для стирки и чистящие средства для духовки, являются основными.Много десятилетий назад домашнее щелочное мыло использовалось для чистки одежды и кожи людей. Самое близкое к щелочному мылу, которое мы видим сегодня, — это средство для мытья посуды. Для действительно сложных работ по уборке дома требуются химически агрессивные чистящие средства. Для избавления от грязи, жира или пятен используются чистящие средства высокой степени очистки. Очистители слива и духовки находятся на другом конце спектра pH, имея pH 12 или выше. Обычно они содержат сильное основание, такое как NaOH, которое реагирует с жирами и жиром с образованием растворимого мыла.Все базовые растворы, как в лаборатории, так и дома, опасны, и с ними всегда следует обращаться с осторожностью. [12]

      См. Также

      • Теории кислотно-основных реакций
      • Кислота

      Примечания

      1. ↑ Уильям Б. Дженсен, «Происхождение терминологической базы», ​​ Journal of Chemical Education , 1130 83 (8) (август 2006 г.).
      2. ↑ Alkali, Lexico Publishing Group, LLC. Проверено 8 апреля 2008 г.
      3. ↑ Alkali, Tiscali, 2008.Проверено 8 апреля 2008 г.
      4. ↑ Кислоты, основания и соли, KryssTal, 2005. Проверено 8 апреля 2008 г.
      5. ↑ Вещество, которое может принимать пару электронов для образования новой связи.
      6. ↑ Вещество, которое может отдавать пару электронов для образования новой связи.
      7. ↑ Химическое соединение или группа, притягивающаяся к электронам и склонная принимать электроны.
      8. ↑ Химическое соединение или группа, которая притягивается к ядрам и имеет тенденцию отдавать или делиться электронами.
      9. ↑ Способен гореть, разъедать, растворять или разъедать химическим действием.
      10. ↑ Ион гидратированного водорода, h4O + . Также называется ион гидроксония.
      11. ↑ Ион ОН , характерный для основных гидроксидов. Также называется гидроксил-ион.
      12. ↑ Дж. У. Мур, К. Л. Станицкий и П. К. Джурс, 2002, Химия Молекулярная наука , Нью-Йорк: Колледж Харкорта.

      Ссылки

      • Браун, Теодор Э., Х. Юджин Лемей и Брюс Э. Бурстен. Химия: Центральная наука (10-е издание).Верхняя Сэдл-Ривер, Нью-Джерси: Прентис-Холл, 2005. ISBN 0131096869
      • Корвин, К. Х. Введение в концепции химии и связи (3-е изд.). Река Аппер Сэдл, Нью-Джерси: Прентис-Холл, 2001. ISBN 0130874701
      • Макмерри, Дж. И Р. К. Фэй. Химия (4-е изд.). Река Аппер Сэдл, Нью-Джерси: Prentice Hall, 2004. ISBN 0131402080
      • Мур, Дж. У., К. Л. Станицкий и П. К. Юрс. Химия Молекулярные науки . Нью-Йорк: Harcourt College, 2002.ISBN 0030320119
      • Окслейд, Крис. Кислоты и основания (Химические вещества в действии). Библиотека Heinemann, 2002. ISBN 1588101940

      Внешние ссылки

      Все ссылки получены 13 мая 2016 г.

      • CurTiPot — диаграммы кислотно-основного равновесия, расчет pH и моделирование и анализ кривых титрования — бесплатное ПО

      Кредиты

      Писатели и редакторы New World Encyclopedia переписали и дополнили статью Wikipedia
      в соответствии со стандартами New World Encyclopedia .Эта статья соответствует условиям лицензии Creative Commons CC-by-sa 3.0 (CC-by-sa), которая может использоваться и распространяться с указанием авторства. Кредит предоставляется в соответствии с условиями этой лицензии, которая может ссылаться как на участников Энциклопедии Нового Света, , так и на самоотверженных добровольцев Фонда Викимедиа. Чтобы процитировать эту статью, щелкните здесь, чтобы просмотреть список допустимых форматов цитирования. История более ранних вкладов википедистов доступна исследователям здесь:

      История этой статьи с момента ее импорта в Энциклопедия Нового Света :

      Примечание. могут применяться ограничения на использование отдельных изображений, на которые распространяется отдельная лицензия.

      Кислотное основание и класс солей десять научных характеристик и семейство солей


      Характеристики соли:

      • Большинство солей являются твердыми кристаллическими
      • Соли могут быть прозрачными или непрозрачными
      • Большинство солей растворимы в воде
      • Раствор солей проводит электричество. Соли в расплавленном состоянии также проводят электричество
      • Соль может быть соленой, кислой, сладкой, горькой и умами (пикантной)
      • Нейтральные соли без запаха
      • Соли могут быть бесцветными или окрашенными

      Соль

      Соли — это ионные соединения, которые образуются после реакции нейтрализации между кислотой и основанием.Соли электрически нейтральны. Существует ряд солей, но наиболее распространенным из них является хлорид натрия. Хлорид натрия также известен как поваренная соль или поваренная соль. Хлорид натрия используется для улучшения вкуса еды.

      Семья соли:

      Соли, имеющие общие кислотные или основные радикалы, относятся к одному семейству.

      Пример: Хлорид натрия (NaCl) и хлорид кальция (CaCl 2 ) относятся к семейству хлоридов.

      Хлорид кальция (CaCl 2 ) и сульфат кальция (CaSO 4 ) относятся к семейству кальция.

      Хлорид цинка (ZnCl 2 ) и сульфат цинка (ZnSO 4 ) относятся к семейству цинка.


      Кислые, основные и нейтральные соли

      Нейтральная соль: Соли, полученные в результате реакции между сильной кислотой и сильным основанием, нейтральны по своей природе. Значение pH таких солей равно 7, т.е. нейтрально. Пример; Хлорид натрия, сульфат натрия, хлорид калия и др.

      Хлорид натрия (NaCl) образуется в результате реакции между соляной кислотой (сильная кислота) и гидроксидом натрия (сильное основание).

      NaOH + HCl ⇨ NaCl + H 2 O

      Сульфат натрия (Na 2 SO 4 ): Он образуется после реакции между гидроксидом натрия (сильное основание) и серной кислотой (сильная кислота).

      2NaOH + H 2 SO 4 ⇨ Na 2 SO 4 + 2H 2 O

      Хлорид калия (KCl): Он образуется в результате реакции между гидроксидом калия (сильное основание) и соляной кислотой (сильная кислота).

      КОН + HCl ⇨ KCl + H 2 O


      Кислая соль:

      Соли, образующиеся в результате реакции между сильной кислотой и слабым основанием, называются кислой солью. Значение pH кислой соли ниже 7. Пример: сульфат аммония, хлорид аммония и т. Д.

      Хлорид аммония образуется в результате реакции между соляной кислотой (сильная кислота) и гидроксидом аммония (слабое основание).

      NH 4 OH + HCl ⇨ NH 4 Cl + H 2 O

      Сульфат аммония образуется в результате реакции между гидроксидом аммония (слабое основание) и серной кислотой (сильная кислота).

      2NH 4 OH + H 2 SO 4 ⇨ (NH 4 ) 2 SO 4 + 2H 2 O

      Основная соль: Соли, образующиеся в результате реакции между слабой кислотой и сильным основанием, называются основной солью. Например; карбонат натрия, ацетат натрия и др.

      Карбонат натрия образуется в результате реакции между гидроксидом натрия (сильное основание) и угольной кислотой (слабое основание).

      H 2 CO 3 + 2NaOH ⇨ Na 2 CO 3 + 2H 2 O

      Ацетат натрия образуется в результате реакции между сильным основанием, гидроксидом натрия и слабой кислотой, уксусной кислотой.

      CH 3 COOH + NaOH ⇨ CH 3 COONa + H 2 O

      Причина образования кислой, основной и нейтральной соли:

      • Когда сильная кислота реагирует со слабым основанием, основание не может полностью нейтрализовать кислоту. За счет этого в этом случае образуется кислая соль.
      • Когда сильное основание реагирует со слабой кислотой, кислота не может полностью нейтрализовать основание. Благодаря этому в данном случае образуется основная соль.
      • При одинаковой сильной реакции кислоты и основания они полностью нейтрализуют друг друга.Благодаря этому в этом случае образуется нейтральная соль.

      Значение pH соли:

      • Нейтральная соль: Значение pH нейтральной соли почти равно 7.
      • Кислая соль: Значение pH кислой соли меньше 7.
      • Основная соль: Значение pH основной соли больше 7.

      СИЛЬНАЯ КИСЛОТА — СЛАБАЯ КИСЛОТА — ВИДЫ СОЛИ — КИСЛОТАЯ СОЛЬ — ОСНОВНАЯ СОЛЬ — НЕЙТРАЛЬНАЯ СОЛЬ

      P H
      РАЗНЫХ ВЕЩЕСТВ:

      Яблоко: 2.9-3,3
      чистая вода: 7
      масло: 6,1-6,4
      молоко: 6,3-6,6
      пшеничная мука: 5,5-6,5
      кола: 3
      финики: 6,2-6,4
      томатный сок: 4.

      СИЛЬНЫЙ
      КИСЛОТА

      Ан.
      кислота, которая в значительной степени ионизируется в водном растворе, называется сильной
      кислота »
      .
      Пример: HCl, H 2 SO 4 , HNO 3

      СЛАБЫЙ
      КИСЛОТА

      СИЛЬНЫЙ
      КИСЛОТА — СЛАБАЯ КИСЛОТА — ВИДЫ СОЛИ — КИСЛОТАЯ СОЛЬ — ОСНОВНАЯ СОЛЬ — НЕЙТРАЛЬНАЯ СОЛЬ
      — ТИТРАЦИЯ
      Ан.
      кислота, которая в меньшей степени ионизируется в водном растворе, называется слабой
      кислота».

      Пример: CH 3 COOH, щавелевая кислота
      (COOH-COOH), муравьиная кислота (HCOOH).

      ГИДРОЛИЗ

      Реакция
      вещества с водой, в котором заменено p H воды, составляет
      называется «Гидролиз».
      В гидролизной связи между
      H и O в воде разлагаются. Гидролиз — обратная реакция нейтрализации.
      Для получения последней информации, бесплатные компьютерные курсы
      и важные заметки посетите: www.citycollegiate.com

      NH 4 Cl
      + H 2 O NH 4 OH
      + HCl

      ВИДЫ
      СОЛИ

      Есть
      три типа солей
      (1)
      Кислая соль.
      (2) Основная соль.
      (3) Нейтральная соль.

      КИСЛОТА
      СОЛЬ

      СИЛЬНЫЙ
      КИСЛОТА — СЛАБАЯ КИСЛОТА — ВИДЫ СОЛИ — КИСЛОТАЯ СОЛЬ — ОСНОВНАЯ СОЛЬ — НЕЙТРАЛЬНАЯ СОЛЬ
      — ТИТРАЦИЯ
      Соль
      образуется в результате реакции между сильной кислотой и слабым основанием, называется «кислой»
      соль »

      . Пример: NH 4 Cl, CuSO 4

      слабый
      основание + сильнокислая кислая соль + вода
      NH 4 OH + HCl
      NH 4 Cl + H 2 O

      ОСНОВНОЙ
      СОЛЬ

      Соль
      образуется в результате реакции между сильным основанием и слабой кислотой, называется «основным»
      соль».

      . Пример: CH 3 COONa, Na 2 S

      сильный
      основание + слабокислотный основной
      соль + вода
      2NaOH + H 2 CO 3
      Na 2 CO 3 + 2H 2 O

      НЕЙТРАЛЬНО
      СОЛЬ

      Соль
      образуется в результате реакции между сильной кислотой и сильным основанием, называется «нейтральным».

      Добавить комментарий

      Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

      2021 © Все права защищены.