Acidobázické vlastnosti organických zlúčenín, ionizácia. Úloha ionizácie pri prejave biologickej aktivity

Podľa teórie elektrolytickej disociácie od Arrhenia (1887) sú kyseliny látky, ktoré sa vo vodných roztokoch disociujú za vzniku iba vodíkových katiónov H + ako katiónov, zásady sú látky, pri ktorých disociácii vznikajú len hydroxidové anióny OH - ako anióny. Tieto definície platia pre tie reakcie, ktoré prebiehajú vo vodných roztokoch. Zároveň bolo známe veľké množstvo reakcií vedúcich k tvorbe solí, ale reaktanty neboli kyseliny a zásady podľa Arrheniovej teórie. V roku 1923 boli navrhnuté dve teórie kyselín a zásad: protolytická teória Brønsteda a Lowryho a elektronická teória Lewisa.

Podľa protolitickej teórie kyseliny – sú to ióny alebo molekuly schopné darovať vodíkový katión, t.j. látky, ktoré darujú protóny . základy – sú to molekuly alebo ióny schopné pripojiť vodíkový katión, teda látky, ktoré sú akceptormi protónov alebo donormi elektrónového páru potrebného na pridanie protónu. Podľa tejto teórie kyselina a zásada tvoria konjugovaný pár a sú spojené rovnicou: kyselina ↔ zásada + H +.

V protolytickej teórii sa pojmy kyseliny a zásady týkajú iba funkcie, ktorú látka vykonáva v danej reakcii. Tá istá látka, v závislosti od reakčného partnera, môže vykonávať funkciu kyseliny aj zásady:

Kyslosť sa zvyčajne definuje vo vzťahu k vode ako zásade. Kvantitatívne hodnotenie kyslosti (sila kyseliny) sa vykonáva porovnaním rovnovážnych konštánt reakcií na prenos protónu z kyseliny na zásadu.

Koncentrácia vody sa prakticky nemení, preto vynásobením pravej a ľavej strany tejto rovnice [H 2 O] dostaneme nasledujúci výraz:

K a - konštanta kyslosti, čím väčšia je hodnota konštanty kyslosti, tým silnejšia je kyselina. V praxi sa kvôli zjednodušeniu často nepoužíva konštanta kyslosti, ale záporný dekadický logaritmus konštanty kyslosti, nazývaný index kyslosti pKa = - lg Ka. Pre kyselinu octovú je konštanta kyslosti K a \u003d 1,75 10 -5 a index kyslosti pKa \u003d 4,75. Čím nižšia je hodnota pKa, tým silnejšia je kyselina. Pre silnejšiu kyselinu mravčiu sú tieto hodnoty rovnaké: Ka \u003d 1,7 10 -4, pKa \u003d 3,77.

Porovnávacia analýza sily kyselín (kvalitatívne hodnotenie) sa uskutočňuje porovnaním stability konjugovaných zásad (aniónov) zodpovedajúcich kyselinám. Čím stabilnejší je anión (báza) konjugovaný s kyselinou, tým silnejšia je kyselina s ním konjugovaná. Stabilita aniónov závisí od stupňa delokalizácie negatívneho náboja - čím viac je negatívny náboj delokalizovaný, tým stabilnejší je anión, tým silnejšia je konjugovaná kyselina.

Stupeň delokalizácie záporného náboja závisí od nasledujúcich faktorov:

z povahy atómu kyslého centra, t.j. na jeho elektronegativite a polomere (polarizovateľnosť);

o povahe radikálu s ním spojeného;

z elektronickej štruktúry aniónu;

4) vplyvom rozpúšťadla.

Vplyv povahy atómu kyslého centra

Podľa charakteru centra kyseliny sa rozlišujú: OH-kyseliny (alkoholy, fenoly, karboxylové kyseliny), SH-kyseliny (tioly), NH-kyseliny (amidy, amíny), CH-kyseliny (uhľovodíky). Na zváženie vplyvu elektronegativity atómu kyslého centra vezmeme zlúčeniny, v ktorých sú atómy kyslého centra spojené s rovnakými substituentami: CH 4, NH 3, H 2 O. Všetky atómy kyslých centier sa nachádzajú v v rovnakom období sa zvyšuje elektronegativita od uhlíka ku kyslíku, v rovnakom smere sa zvyšuje polarita väzieb a znižuje sa pevnosť väzieb atómov kyslých centier s atómom vodíka. Môžeme teda povedať, že schopnosť zlúčenín odštiepiť vodíkový katión sa pri prechode z metánu do vody zvyšuje, t.j. byť donormi protónov. Zároveň sa v sérii vznikajúcich aniónov H 3 C -, H 2 N - , HO - zvyšuje ich stabilita, pretože so zvýšením elektronegativity atómu kyslého stredu sa zvyšuje jeho schopnosť udržať negatívny náboj. V sérii zlúčenín metán - amoniak - voda sa zvyšujú kyslé vlastnosti. Pri porovnaní molekuly H 2 S s týmito tromi molekulami je potrebné brať do úvahy nielen elektronegativitu atómu síry, ale aj atómový polomer síry a polarizovateľnosť tohto atómu. Síra je medziproduktom v elektronegativite medzi uhlíkom a dusíkom. Na základe vyššie uvedenej úvahy by sa dalo očakávať, že kyslé vlastnosti H2S budú výraznejšie ako vlastnosti metánu, ale slabšie ako vlastnosti amoniaku. Ale atóm síry spomedzi uvažovaných kyslých miest má najväčší atómový polomer (ako prvok tretej periódy), čo spôsobuje väčšiu dĺžku väzby s atómom vodíka a jej nižšiu silu. Navyše, atómový polomer, ktorý je väčší ako polomer iných kyslých miest, poskytuje väčšiu polarizovateľnosť atómu síry, t.j. schopnosť HS aniónu rozptýliť elektrónovú hustotu a záporný náboj vo väčšom objeme, čo zvyšuje stabilitu tohto aniónu v porovnaní s tými uvedenými vyššie. Tieto kyseliny a im zodpovedajúce konjugované zásady (anióny) teda možno usporiadať do radu podľa zvýšenia kyslých vlastností a zvýšenia stability aniónov:

Podobný obraz možno pozorovať aj pri zlúčeninách, v ktorých je atóm kyslého centra viazaný na rovnaký organický radikál:

Kyseliny CH vykazujú najslabšie kyslé vlastnosti, hoci alkány, alkény a alkíny sa trochu líšia kyslosťou.

Zvýšenie kyslosti v tejto sérii je spôsobené zvýšením elektronegativity atómu uhlíka počas prechodu z hybridizácie sp 3 - na sp.

Vplyv Substituentov spojených s Acid Site

Substituenty priťahujúce elektróny zvyšujú kyslosť spojenia. Posunutím elektrónovej hustoty na seba prispievajú k zvýšeniu polarity a zníženiu sily väzby medzi atómom kyslého centra a atómom vodíka a uľahčujú elimináciu protónu. Posun elektrónovej hustoty na elektróny priťahujúci substituent vedie k väčšej delokalizácii záporného náboja v anióne a k zvýšeniu jeho stability.

Elektróndonorové substituenty znižujú kyslosť zlúčenín, keďže posúvajú elektrónovú hustotu od seba, čo vedie k lokalizácii negatívneho náboja na atóme kyslého centra aniónu a zníženiu jeho stability, zvýšeniu jeho energie, čo sťažuje jeho tvorbu.

Vplyv elektrónovej štruktúry aniónov

Stupeň delokalizácie negatívneho náboja v anióne a jeho stabilita sú silne ovplyvnené prítomnosťou konjugovaného systému a prejavom mezomérneho efektu. Delokalizácia negatívneho náboja pozdĺž konjugačného systému vedie k stabilizácii aniónu, t.j. k zvýšeniu kyslých vlastností molekúl.

Molekuly karboxylových kyselín a fenolu tvoria stabilnejšie anióny a vykazujú silnejšie kyslé vlastnosti ako alifatické alkoholy a tioly, v ktorých sa mezomérny efekt neprejavuje.

Účinok rozpúšťadla

Vplyv rozpúšťadla na prejav kyslých vlastností zlúčeniny môže byť významný. Takže napríklad kyselina chlorovodíková, ktorá je silnou kyselinou vo vodnom roztoku, prakticky nevykazuje kyslé vlastnosti v roztoku benzénu. Voda ako účinné ionizujúce rozpúšťadlo solvatuje vzniknuté ióny, čím ich stabilizuje. Molekuly benzénu, keďže sú nepolárne, nemôžu spôsobiť významnú ionizáciu molekúl chlorovodíka a nemôžu stabilizovať vytvorené ióny v dôsledku solvatácie.

V protolytickej teórii kyselín a zásad sa rozlišujú dva typy zásad - p-báz a n-základov(óniové základy).

p-základy sú zlúčeniny, ktoré poskytujú pár p-väzbových elektrónov na vytvorenie väzby s protónom. Patria sem alkény, diény, aromatické zlúčeniny. Sú to veľmi slabé bázy, keďže pár elektrónov nie je voľný, ale tvorí p-väzbu, to znamená, že patrí obom atómom. Pre vzdelanie s-väzby s protónom potrebujú najskôr rozbiť p-väzbu, čo si vyžaduje energiu.

n-zásady (óniové zásady) - Sú to molekuly alebo ióny, ktoré poskytujú osamelý pár p-elektrónov na vytvorenie väzby s protónom. Podľa charakteru bázického centra sa rozlišujú: amónne bázy, oxóniové bázy a sulfóniové bázy.

Amónne zásady - ide o zlúčeniny, v ktorých je centrom zásaditosti atóm dusíka s jediným párom p-elektrónov (amíny, amidy, nitrily, heterocykly obsahujúce dusík, imíny atď.)

Oxóniové bázy- sú to zlúčeniny, v ktorých je centrom zásaditosti atóm kyslíka s jediným párom p-elektrónov (alkoholy, étery a estery, aldehydy, ketóny, karboxylové kyseliny atď.)

Sulfóniové základy - ide o zlúčeniny, v ktorých je centrom zásaditosti atóm síry s osamoteným párom p-elektrónov (tioalkoholy, tioétery atď.).

Sila bázy B vo vode sa dá odhadnúť zvážením rovnováhy:

Konštanta zásaditosti KB, ako aj konštanta kyslosti Ka, sú pre zjednodušenie vyjadrené hodnotou pKB, ktorá sa číselne rovná zápornému desiatkovému logaritmu konštanty zásaditosti. Čím väčšia je konštanta zásaditosti KB a čím menšia je pKB, tým silnejšia je báza.

Na kvantifikáciu sily zásad sa tiež používa index kyslosti pKa konjugovanej kyseliny BH +, označovaný ako pK BH +:

Čím menšia je hodnota K BH + a čím väčšia je hodnota pK BH +, tým silnejšia je báza. Hodnoty pK B vo vode je možné previesť na pK BH + použitím pomeru: pKB + pK BH+ = 14.

Sila báz závisí od: 1) charakteru atómu hlavného centra - elektronegativity a polarizovateľnosti (na polomere atómu); 2) z elektronických účinkov substituentov spojených s hlavným centrom; 3) vplyvom rozpúšťadla.

Vplyv povahy atómu hlavného centra

So zvyšujúcou sa elektronegativitou atómu hlavného centra sa znižuje sila báz, keďže čím väčšia je elektronegativita, tým silnejšie atóm drží svoj osamelý elektrónový pár, a preto je preňho ťažšie ho poskytnúť. tvoria väzbu s protónom. Na základe toho sú oxóniové zásady slabšie ako amóniové zásady obsahujúce rovnaké substituenty v hlavnom centre:

Sulfóniové zásady obsahujúce rovnaké substituenty v hlavnom centre vykazujú ešte slabšie zásadité vlastnosti. Atóm síry, hoci je menej elektronegatívny ako atómy kyslíka a dusíka, má väčší atómový polomer a vyznačuje sa väčšou polarizovateľnosťou, takže pre osamelý pár elektrónov vonkajšej vrstvy je ťažšie vytvoriť väzbu s protónom.

Vplyv poslancov spojených s hlavným centrom

Elektrón-donorové substituenty posunutím elektrónovej hustoty na atóm hlavného centra uľahčujú pridanie protónu, čím zlepšujú základné vlastnosti. Substituenty priťahujúce elektróny, posúvajúce hustotu elektrónov smerom k sebe, ju znižujú v hlavnom strede, čo sťažuje pripojenie protónu a oslabuje základné vlastnosti:

Vplyv rozpúšťadla:

Pretože zvýšenie sily báz je spojené so zvýšením schopnosti pripojiť protón a následne so zvýšením čiastočného záporného náboja na hlavnom centre, možno očakávať zvýšenie zásaditosti v sérii amónnych báz NH 3< RNH 2 < R 2 NH < R 3 N в результате усиления индуктивного эффекта при последовательном увеличении числа алкильных групп. В действительности, однако, ряд аминов имеет следующие значения рК ВН + :

Ako sa očakávalo, zavedenie alkylovej skupiny do molekuly amoniaku výrazne zvyšuje zásaditosť zlúčenín, pričom etylová skupina má o niečo väčší účinok ako metylová skupina. Zavedenie druhej alkylovej skupiny vedie k ďalšiemu zvýšeniu zásaditosti, ale účinok jej zavedenia je oveľa menej výrazný. Zavedenie tretej alkylovej skupiny vedie k výraznému zníženiu zásaditosti. Tento obraz je vysvetlený skutočnosťou, že zásaditosť amínu vo vode je určená nielen veľkosťou negatívneho náboja vznikajúceho na atóme dusíka, ale aj schopnosťou katiónu vytvoreného po pridaní protónu solvatovať, a následne aj jeho stabilizáciu. Čím viac atómov vodíka je viazaných na atóm dusíka, tým viac sa solvatácia prejavuje v dôsledku objavenia sa medzimolekulových vodíkových väzieb a tým je katión stabilnejší. Vo vyššie uvedenom rade zlúčenín sa zásaditosť zvyšuje, ale stabilizácia katiónu v dôsledku hydratácie v rovnakom smere klesá a znižuje prejav zásaditosti. Takáto zmena sa nepozoruje, ak sa merania zásaditosti uskutočňujú v rozpúšťadlách, v ktorých nie sú žiadne vodíkové väzby: zásaditosť butylamínov v chlórbenzéne sa zvyšuje v sérii: C 4 H 9 NH 2< (С 4 Н 9) 2 NH < (С 4 Н 9) 3 N.

Prednáška č. 5

Kompetitívne reakcie nukleofilnej substitúcie a eliminácie na nasýtenom uhlíkovom atóme

Pri nukleofilných substitučných reakciách pôsobia alkoholy, tioly, amíny a halogénderiváty ako substráty; zlúčeniny, ktorých molekuly obsahujú sp 3 hybridizované atómy uhlíka viazané kovalentnou polárnou väzbou s viac elektronegatívnym atómom funkčnej skupiny. Anióny a neutrálne molekuly, ktoré majú atóm s jedným alebo viacerými pármi elektrónov, pôsobia v týchto reakciách ako nukleofilné častice.

Rozklad molekúl elektrolytu na ióny pôsobením molekúl polárneho rozpúšťadla sa nazýva elektrolytický disociácia. Látky, ktorých vodné roztoky alebo taveniny vedú elektrický prúd, sa nazývajú elektrolyty.

Patria sem voda, kyseliny, zásady a soli. Po rozpustení vo vode sa molekuly elektrolytu disociujú na kladné ióny - katiónov a negatívne- anióny. Proces elektrolytickej disociácie je spôsobený interakciou látok s vodou alebo iným rozpúšťadlom, čo vedie k tvorbe hydratovaných iónov.

Takže vodíkový ión tvorí hydróniový ión:

H+ + H2O «H3O+.

Pre zjednodušenie je hydróniový ión zapísaný bez špecifikácie molekúl vody, teda H +.

NaCl + nH2O ® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,

alebo je akceptovaný záznam: NaCl « Na+ + Cl–.

Disociácia kyselín, zásad, solí

kyseliny Elektrolyty sa nazývajú elektrolyty, pri ktorých disociácii ako katióny vznikajú iba katióny vodíka. Napríklad,

HNO3 « H+ + NO3–

Viacsýtne kyseliny disociujú v krokoch. Napríklad kyselina sulfidová disociuje v krokoch:

H2S « H+ + HS– (prvý krok)

HS– « H+ + S2– (druhý stupeň)

Disociácia viacsýtnych kyselín prebieha hlavne v prvej fáze. To sa vysvetľuje skutočnosťou, že energia, ktorá sa musí vynaložiť na oddelenie iónu od neutrálnej molekuly, je minimálna a zvyšuje sa s disociáciou v každom ďalšom kroku.

dôvodov nazývané elektrolyty, ktoré disociujú v roztoku, ktoré tvoria iba hydroxidové ióny ako anióny. Napríklad,

NaOH ® Na+ + OH–

Polykyselinové bázy disociujú v krokoch

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (prvý krok)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (druhý stupeň)

Postupná disociácia kyselín a zásad vysvetľuje tvorbu kyslých a zásaditých solí.

Existujú elektrolyty, ktoré disociujú súčasne ako zásadité a ako kyslé. Volajú sa amfotérny.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Amfoterita sa vysvetľuje malým rozdielom v sile väzieb R–H a O–H.

Amfotérne elektrolyty zahŕňajú vodu, hydroxidy zinku, hliníka, chrómu (III), cínu (II, IV), olova (II, IV) atď.

Disociáciu amfotérneho hydroxidu, ako je Sn(OH)2, možno vyjadriť rovnicou:

2H+ + SnO22– «Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O¯ základné vlastnosti

2H+ + 2–

kyslé vlastnosti

soli nazývané elektrolyty, ktoré po disociácii vytvárajú katióny kovov alebo komplexné katióny a anióny zvyškov kyselín alebo komplexné anióny.

Stredné soli, rozpustné vo vode, takmer úplne disociujú

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Kyslé soli disociujú v krokoch, napríklad:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (prvý stupeň)

Anióny kyslých solí sa ďalej nevýznamne disociujú:

HCO3– « H+ + CO32– (druhý stupeň)

Disociácia bázickej soli môže byť vyjadrená rovnicou

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (prvý stupeň)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (druhý krok)

Katióny zásaditých solí v druhom stupni disociujú v malom rozsahu.

Podvojné soli sú elektrolyty, ktoré po disociácii tvoria dva typy kovových katiónov. napríklad

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Komplexné soli sú elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú dva typy iónov: jednoduché a zložité. Napríklad:

Na2 « 2Na+ + 2–

Kvantitatívna charakteristika elektrolytickej disociácie je stupeň disociáciea rovná pomeru počtu molekúl rozložených na ióny (n) k celkovému počtu rozpustených molekúl (N)

Stupeň disociácie je vyjadrený v zlomkoch jednotky alebo percentách.

Podľa stupňa disociácie sa všetky elektrolyty delia na silné (a> 30 %), slabé (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Silné elektrolyty Keď sa rozpustia vo vode, úplne disociujú na ióny. Tie obsahujú:

	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4
základy	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
	rozpustný vo vode (príloha, tabuľka 2)

V magickom svete chémie je možná akákoľvek premena. Napríklad bezpečnú látku, ktorá sa často používa v každodennom živote, môžete získať z niekoľkých nebezpečných. Takáto interakcia prvkov, v dôsledku ktorej sa získa homogénny systém, v ktorom sa všetky látky, ktoré vstupujú do reakcie, rozkladajú na molekuly, atómy a ióny, sa nazýva rozpustnosť. Aby sme pochopili mechanizmus interakcie látok, stojí za to venovať pozornosť tabuľka rozpustnosti.

V kontakte s

Spolužiaci

Tabuľka, ktorá ukazuje stupeň rozpustnosti, je jednou z pomôcok pre štúdium chémie. Tí, ktorí rozumejú vede, si nemôžu vždy pamätať, ako sa niektoré látky rozpúšťajú, takže by ste mali mať vždy po ruke stôl.

Pomáha pri riešení chemických rovníc, kde sú zapojené iónové reakcie. Ak je výsledkom nerozpustná látka, reakcia je možná. Existuje niekoľko možností:

• Látka sa dobre rozpúšťa;
• málo rozpustný;
• Prakticky nerozpustný;
• Nerozpustný;
• Hydrolyzuje a v kontakte s vodou neexistuje;
• Neexistuje.

elektrolytov

Ide o roztoky alebo zliatiny, ktoré vedú elektrický prúd. Ich elektrická vodivosť sa vysvetľuje pohyblivosťou iónov. Elektrolyty možno rozdeliť na 2 skupiny:

1. Silný. Úplne rozpustite, bez ohľadu na stupeň koncentrácie roztoku.
2. slabý. Disociácia prebieha čiastočne, závisí od koncentrácie. Pri vysokej koncentrácii klesá.

Počas rozpúšťania sa elektrolyty disociujú na ióny s rôznym nábojom: kladným a záporným. Keď sú vystavené prúdu, kladné ióny smerujú ku katóde, zatiaľ čo záporné ióny smerujú k anóde. Katóda je kladná a anóda záporná. V dôsledku toho dochádza k pohybu iónov.

Súčasne s disociáciou prebieha aj opačný proces – spájanie iónov do molekúl. Kyseliny sú také elektrolyty, pri ktorých rozklade vzniká katión – vodíkový ión. Aniónové zásady sú hydroxidové ióny. Alkálie sú zásady, ktoré sa rozpúšťajú vo vode. Elektrolyty, ktoré sú schopné tvoriť katióny aj anióny, sa nazývajú amfotérne.

ióny

Toto je taká častica, v ktorej je viac protónov alebo elektrónov, bude sa nazývať anión alebo katión, v závislosti od toho, čo je viac: protóny alebo elektróny. Ako nezávislé častice sa nachádzajú v mnohých stavoch agregácie: plyny, kvapaliny, kryštály a plazma. Koncept a názov predstavil Michael Faraday v roku 1834. Študoval vplyv elektriny na roztoky kyselín, zásad a solí.

Jednoduché ióny nesú jadro a elektróny. Jadro tvorí takmer celú atómovú hmotnosť a skladá sa z protónov a neutrónov. Počet protónov sa zhoduje s poradovým číslom atómu v periodickej sústave a nábojom jadra. Ión nemá žiadne konkrétne hranice v dôsledku vlnového pohybu elektrónov, takže nie je možné zmerať ich veľkosť.

Oddelenie elektrónu od atómu si zase vyžaduje vynaloženie energie. Nazýva sa to ionizačná energia. Keď je pripojený elektrón, uvoľňuje sa energia.

katióny

Sú to častice, ktoré nesú kladný náboj. Môžu mať rôzne hodnoty náboja, napríklad: Ca2+ je katión s dvojitým nábojom, Na+ je katión s jednoduchým nábojom. Migrujte na negatívnu katódu v elektrickom poli.

anióny

Sú to prvky, ktoré majú záporný náboj. A má aj iný počet nábojov, napríklad CL- je jednoducho nabitý ión, SO42- je ión s dvojitým nábojom. Takéto prvky sú súčasťou látok s iónovou kryštálovou mriežkou, v kuchynskej soli a mnohých organických zlúčeninách.

• sodík. alkalického kovu. Po odovzdaní jedného elektrónu umiestneného na vonkajšej energetickej úrovni sa atóm zmení na kladný katión.
• Chlór. Atóm tohto prvku dostane jeden elektrón na poslednú energetickú hladinu, zmení sa na negatívny chloridový anión.
• Soľ. Atóm sodíka daruje elektrón chlóru, v dôsledku čoho je v kryštálovej mriežke katión sodíka obklopený šiestimi aniónmi chlóru a naopak. V dôsledku tejto reakcie sa vytvorí sodný katión a chloridový anión. Vzájomnou príťažlivosťou vzniká chlorid sodný. Vzniká medzi nimi silná iónová väzba. Soli sú kryštalické zlúčeniny s iónovou väzbou.
• zvyšok kyseliny. Je to záporne nabitý ión nachádzajúci sa v komplexnej anorganickej zlúčenine. Nachádza sa vo vzorcoch kyselín a solí, zvyčajne stojí za katiónom. Takmer všetky takéto zvyšky majú svoju vlastnú kyselinu, napríklad SO4 - z kyseliny sírovej. Kyseliny niektorých zvyškov neexistujú a sú zapísané formálne, ale tvoria soli: fosfitový ión.

Chémia je veda, v ktorej je možné vytvárať takmer akékoľvek zázraky.

Základy: klasifikácia, vlastnosti založené na myšlienkach teórie elektrolytickej disociácie. Praktické využitie.

Bázy sú komplexné látky, ktoré obsahujú atómy kovov (alebo amóniovú skupinu NH 4) napojené na jednu alebo viacero hydroxylových skupín (OH).

Vo všeobecnosti môže byť báza reprezentovaná vzorcom: Me (OH) n.

Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie(TED), zásady sú elektrolyty, pri ktorých disociácii sa ako anióny získavajú iba hydroxidové anióny (OH -). Napríklad NaOH \u003d Na + + OH -.

Klasifikácia. DÔVODY

Rozpustný vo vode - alkálie nerozpustné vo vode

Napríklad napr.

NaOH - hydroxid sodný Cu (OH) 2 - hydroxid meďnatý (II).

Ca (OH) 2 - hydroxid vápenatý Fe (OH) 3 - hydroxid železitý

NH 4 OH - hydroxid amónny

Fyzikálne vlastnosti. Takmer všetky základy sú pevné látky. Sú rozpustné vo vode (zásady) a nerozpustné. Hydroxid meďnatý Cu (OH) 2 je modrý, hydroxid železitý Fe (OH) 3 hnedý, väčšina ostatných je biela. Alkalické roztoky sú na dotyk mydlové.

Chemické vlastnosti.

Rozpustné zásady - alkálie	Nerozpustné zásady (väčšina z nich)
1. Zmeňte farbu indikátora: červený lakmus - modrý, bezfarebný fenolftaleín - malina.	---–– Indikátory nie sú ovplyvnené.
2. Reakcia s kyselinami (neutralizačná reakcia). Zásada + kyselina \u003d soľ + voda 2KOH + H 2SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2H 2 O V iónovej forme: 2K + + 2OH - + 2H + + SO 4 2- \u003d 2K + + SO 4 2- + 2H20 2H + + 2OH - \u003d 2H20	1. Reagujte s kyselinami: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Zásada + kyselina = soľ + voda.
3. Reagujte s roztokmi solí: zásada + soľ = nová. alkálie + nové soľ (stav: tvorba zrazeniny ↓ alebo plynu). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Zahriatím sa rozloží na oxid a vodu. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Reakcie s roztokmi solí nie sú typické.
4. Reagujte s kyslými oxidmi: zásada + kyslý oxid \u003d soľ + voda 2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O V iónovej forme: 2Na + + 2OH - + CO 2 \u003d 2Na + + CO 3 2 – + H 2 O 2OH - + CO 2 \u003d CO 3 2- + H 2 O	Reakcie s kyslými oxidmi nie sú typické.
5. Reagujte s tukmi za vzniku mydla.	Nereagujú s tukmi.

	|	ďalšia prednáška ==>