Властивості кислот, основ і солей з точки зору теорії електролітичної дисоціації

Кислоти – сполуки, при розчиненні яких збільшується концентрація позитивно заряджених іонів розчинника. З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти – електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утво­ренням лише одного типу катіонів – гідратованях іонів Гідрогену.

Кількість іонів Гідрогену в молекулі кислоти, здатних заміщуватися на метал або металоподібну групу атомів з утворенням солей, визна­чає її основність. Розрізняють кислоти одноосновні (НNО3, НСl, НСlО), двохосновні (Н2SО4, Н2S, Н2СО3), триосновні (Н3РО4), чотириосновні (Н4Р2О7, Н4SіО4), п'ятиосновні (Н5ІО6), шестиосновні (Н6ТеО6). В деяких кислотах кількість атомів Гідрогену не відпові­дає їх основності: Н3РО3 – двохосновна, Н3РО2 – одноосновна кислота.

Основами називаються сполуки, молекули яких складаються з металу та гідроксидних груп — ОН.

Основи – це складні сполуки, що складаються з катіона, та гідроксид-іона. Загальна формула – M(OH)x. З точки зору теорії електролітичної дисоціації, основи – це електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утворенням лише одного типу аніонів – гідроксид-іонів. За здатністю до дисоціації основи називаються лугами.

Основи у воді дисоціюють на йони металу (амонію у випадку гідрату амоніаку) і гідроксид-йони. Жодних інших аніонів, крім гідроксид-йонів, основи не утворюють.

3 точки зору теорії електролітичної дисоціації, солі – електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утворенням позитивно заряджених іонів, що відрізняються від іона Гідрогену, та негативно заряджених іонів, що відрізняються від гідроксид-іона.

1. Силіцій оксид SiO₂

Безбарвна кристалічна речовина. Існує в різних алотропних модифікаціях, одна з них – напівдорогоцінний камінь кварц. Річковий та морський пісок – силіцій оксид з невеликою домішкою солей феруму(ІІІ)

Хімічні властивості:

Малоактивний кислотний оксид Взаємодія з Магнієм: SiO₂ + 2Mg = 2MgO + Si

Розчинення в лугах при нагріванні: SiO₂↓ + 2 KOH = K₂SiO₃ + H₂O

Силікатна (кремнієва) кислота H₂SiO₃ - Аморфна безбарвна, слабка, нерозчинна у воді.

Особливі хімічні властивості. При висушуванні, а особливо при нагріванні, втрачає воду:H₂SiO₃ = H₂O + SiO₂

Силікати - Солі силікатної кислоти. Силікати більшості металів нерозчинні у воді.

Хімічні властивості: Взаємодія розчинних силікатів з кислотами Na₂SiO₃ + H₂S = Na₂S + H₂SiO₃↓

Карбон(IV) оксид (вуглекислий газ) — газ без кольору, смаку і запаху, важчий за повітря, добре розчиняється у воді, реагуючи з нею, легко скраплюється при кімнатній температурі й тиску 5 МПа. Твердий вуглекислий газ називають «сухим льодом».
Карбон(IІ) оксид (чадний газ) — газ без кольору і запаху. Погано розчиняється у воді, скраплюється при атмосферному тиску і температурі . Надзвичайно отруйний, викликає ядуху.

Хімічні властивості карбон оксидів.
1) Взаємодія карбон(IV) оксиду з водою:

2) Взаємодія карбон(IV) оксиду з основними оксидами:

3) Взаємодія карбон(IV) оксиду з основами:

4) Взаємодія карбон(IІ) оксиду з киснем іде з виділенням великої кількості енергії:

Карбон(IV) оксид із киснем не взаємодіє.

Карбонатна (вугільна) кислота Н₂СО₃. Карбонати – це солі карбонатної кислоти. Карбонати поділяються на Гідрокарбонати (Розчинні у воді NaHCO₃, Ca(HCO₃)₂) та Середні солі (Багатьох металів нерозчинні у воді CaCO₃, FeCO₃)

Хімічні властивості

1. Взаємодія з кислотами (якісна реакція на карбонати) Na₂CO₃+ H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂ ↑

NaHCO₃ + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O + CO₂ ↑

1. Карбонати малоактивних металів розкладаються при нагріванні: FeCO₃ = FeO + CO₂
2. Гідрокарбонати при нагріванні перетворюються на карбонати: 2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O↑
3. Карбонати перетворюються на гідрокарбонати: CaCO₃↓ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂

 

 

Билет23

 

Розрізняють оборотний і необоротний гідроліз солей:

• 1. Гідроліз солі слабкої кислоти і сильної основи (гідроліз за аніоном).

(Розчин має слаболужну середу, реакція протікає оборотно, гідроліз по другому щаблі протікає в незначній мірі)

• 2. Гідроліз солі сильної кислоти і слабкої основи (гідроліз за катіоном).

(Розчин має слабокислую середу, реакція протікає оборотно, гідроліз по другому щаблі протікає в незначній мірі)

• 3. Гідроліз солі слабкої кислоти і слабкої основи.

(Рівновага зміщена в бік продуктів, гідроліз протікає практично повністю, так як обидва продукти реакції йдуть із зони реакції у вигляді осаду чи газу).

Сіль сильної кислоти і сильної основи не піддається гідролізу, і розчин нейтральний.

 

Бор

(borum, стар. назв. boracium і boron, останнім прийнято ще й тепер у англійців; хім. форм. В; атомна вага 11) - неметалічний елемент, у вільному стані відомий в двох алотропічних видозмінах: аморфному і кристалічному. У аморфному вигляді бор був отриманий в 1808 р. Люссаком і Тенаром і ближче вивчений в 1857 р. Велером і Сен-Клер-Девілля, що дали способи приготування кристалічного бору. У природі це тіло ніколи не зустрічається у вільному стані, але лише в з'єднанні з киснем у вигляді борної кислоти і деяких її солей. За властивостями своїм бор близько стоїть до вуглецю: звичайному вугіллю відповідає аморфний бор, який представляє порошок бурого кольору без смаку і запаху; кристалічний (або алмазний) бор по блиску і твердості дуже схожий з алмазом.

Бо́рная кислота́ (ортоборная кислота) — слабка кислота, яка має хімічну формулу H3BO3.

Безбарвне кристалічна речовина у вигляді лусочок без запаху, має багатошарову триклинную грати, в якій молекули кислоти з'єднані водневими зв'язками в плоскі шари, шари з'єднані між собою міжмолекулярними зв'язками (d= 0,318 нм).

Борна кислота виявляє дуже слабкі кислотні властивості. Вона порівняно мало розчинна у воді. Її кислотні властивості обумовлені не відщепленням протона Н+, а приєднанням гідроксильного аніона.

Тетраборат натрію («бура») - Na2B4O7, сіль слабкою борної кислоти і сильного підстави, поширене з'єднання бору, має кілька перенаправлено, широко застосовується в техніці.

Антисептика (лат. anti - проти, septicus - гниття) - система заходів, спрямованих на знищення мікроорганізмів в рані, патологічному вогнищі, органах і тканинах, а також в організмі хворого в цілому, що використовує механічні і фізичні методи впливу, активні хімічні речовини та біологічні чинники.

Термін був введений в 1750 році англійським хірургом Дж. Принглом, описавшем антисептичну дію хініну.

 

Б24

Окисно-відновні реакції — це реакції, внаслідок яких змінюються ступені окиснення елементів.

Окисник — це частка, що приймає електрони; процес приєднання елек­тронів називають відновленням.

Відновник — це частка, що віддає електрони; процес віддавання елек­тронів називають окисненням.

 

Окисником та відновником прийнято також називати речовини, до складу яких входять відповідні частки.

Найважливіші окисники	Продукт їх відновлення
Кисень О2	О^2- у складі оксидів
Галогени Х2 (X=F, СІ, Вr)	X^- у складі солей або ковалентних галогенідів
HNO3	з металами Сu та праворуч в електрохімічному ряду металів: N02 з металами від Мg до Сu: N0, N2 з Мg та ліворуч: NH4NО3
H2SO4 концентрована	з неметалами і малоактивними металами: SO2 з активними металами: S з дуже активними металами: Н2S
КМnO4 (в розчині)	у кислому середовищі: Мп^2+ у складі солі у нейтральному середовищі: МnO2 у лужному середовищі: МnO4^2-

 

Найважливіші відновники	Продукт їх окиснення
Водень Н2	Н^+ звичайно у складі Н20
Метали Me	Me^+n у складі солей
Вуглець С	С^+4 звичайно у складі СО2
Сірководень H2S	S або SO4^2- залежно від умов

Метали