Содержание
Основания. Химические свойства и получение
Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:
Классификация неорганических веществ
Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме+ (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH4+) и гидроксид-аниона ОН—.
По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания. Также есть неустойчивые основания, которые самопроизвольно разлагаются.
1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:
основный оксид + вода = основание
Например, оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):
Na2O + H2O → 2NaOH
При этом оксид меди (II) с водой не реагирует:
CuO + H2O ≠
2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий), кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.
металл + вода = щёлочь + водород
Например, калий реагирует с водой очень бурно:
2K0 + 2H2+O → 2K+OH + H20
3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов. Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.
Например, электролиз хлорида натрия:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2↑ + Cl2↑
4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:
щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь
либо
щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь
Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:
K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH
Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II):
CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl
1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода.
нерастворимое основание + кислота = соль + вода
нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода
Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:
Cu(OH)2 + CO2 ≠
2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.
Например, гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.
нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠
нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠
4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).
Например, гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):
4Fe+2(OH)2 + O20 + 2H2O → 4Fe+3(O-2H)3
1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации. Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:
щёлочь(избыток)+ кислота = средняя соль + вода
щёлочь + многоосновная кислота(избыток) = кислая соль + вода
Например, гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.
При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.
NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O
При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:
2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O
В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.
3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O
2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли, а в растворе – комплексные соли.
щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода
щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода
щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль
щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль
Например, при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:
NaOH + Al(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O
А в растворе образуется комплексная соль:
NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (как правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.
3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:
щёлочь(избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода
либо:
щёлочь + кислотный оксид(избыток) = кислая соль
Например, при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:
2NaOH + CO2 = NaHCO3
4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе, при условии, что в продуктах образуется газ или осадок. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.
щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид
Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.
Например, гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе:
Cu2+SO42- + 2Na+OH— = Cu2+(OH)2—↓ + Na2+SO42-
Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.
Например, гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:
NH4+NO3— + K+OH— = K+NO3— + NH3↑ + H2O
! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль !
Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид, взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла.
Например, избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:
ZnSO4 + 2KOH = Zn(OH)2↓ + K2SO4
Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид. А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей. Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:
ZnSO4 + 4KOH = K2[Zn(OH)4] + K2SO4
Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:
соль амф. металла(избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль
соль амф.металла + щёлочь(избыток) = комплексная соль + соль
5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.
кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода
Например, гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:
KHSO3 + KOH = K2SO3 + H2O
Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO3 мы разбиваем на уольную кислоту H2CO3 и карбонат натрия Na2CO3. Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.
6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.
! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!
Например, железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:
2Al + 2NaOH + 6H2+O = 2Na[Al+3(OH)4] + 3H20
7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др. ):
NaOH +О2 ≠
NaOH +N2 ≠
NaOH +C ≠
Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).
Например, хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:
2NaOH +Cl20 = NaCl— + NaOCl+ + H2O
Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:
6NaOH +Cl20 = 5NaCl— + NaCl+5O3 + 3H2O
Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.
Например, в растворе:
2NaOH + Si0 + H2+O= Na2Si+4O3 + 2H20
Фтор окисляет щёлочи:
2F20 + 4NaO-2H = O20 + 4NaF— + 2H2O
Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.
8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.
Исключение — гидроксид лития:
2LiOH = Li2O + H2O
Понравилось это:
Нравится Загрузка…
Нитраты в воде – это опасно?
Нитраты — это ионы с одним зарядом (NO3), соли азотной кислоты. Ранее было распространено известное многим специалистам и работникам сельского хозяйства название «селитра». Это вещество является эффективным и сравнительно недорогим удобрением, поэтому широко используется и в наши дни, несмотря на потенциальную опасность для здоровья человека.
Также нитраты являются конечным продуктом распада азотсодержащих белковых соединений, источниками которых могут быть трупы животных, моча, фекалии, бытовые отходы.
Наличие нитратов в воде говорит о естественном самоочищении водоема. В чистой природной воде содержание нитратов не превышает 1-2 мг/л. Однако нужно помнить, что широкое использование нитратных удобрений приводит к загрязнению воды нитратами через почву.
Санитарными правилами установлена норма содержания нитратов в питьевой воде – 45 мг/л.
Нитраты могут оказывать негативное влияние на организм человека и домашних животных:
1. Способствуют образованию опасного вещества в крови — метгемоглобина, который приводит к кислородному голоданию. Если показатель метгемоглобина составляет 15 %, это проявляется быстрой утомляемостью, вялостью и головокружением. Увеличение метгемоглобина до 60 % приводит к летальному исходу.
2. Снижение уровня гемоглобина может привести к ухудшению работы сердечной и сосудистой системы, закупорке сосудов и капилляров, инсульту.
3. Кислородная недостаточность вызывает сильные головные боли, мигрени, обмороки и тошноту.
4. Превышение концентрации нитратов в воде становится причиной отравления, нарушения работы желудочно-кишечного тракта, выделительной и эндокринной системы, разрушения зубной эмали и появления кариеса.
5. Опасно давать воду, перенасыщенную нитратами, домашним животным. Ведь подобная жидкость не проходит термической обработки, поэтому может привести к серьезным нарушениям в работе внутренних органов животных.
Самые популярные методы очистки воды от нитратов:
1. с помощью установок обратного осмоса
Очистка воды от нитратов обратным осмосом – более надежный, но сложный вариант.
Суть его заключается в следующем:
— вода под давлением подается на полупроницаемую мембрану. Нитраты и другие примеси задерживаются мембраной, а к потребителю поступает очищенная вода. Степень извлечения примесей определяется селективностью мембраны, иногда удаление нитратов может достигать 96%.Немаловажное преимущество метода обратного осмоса состоит в том, что качество очистки остается стабильным даже при значительном изменении состава исходной воды. Также установки обратного осмоса будут справляться с задачами по очистке воды от большого спектра химических и бактериологических загрязнений.
Специалисты рекомендуют метод качественной водоочистки обратным осмосом даже для частных домов
2. специальными фильтрами с анионообменными смолами
Метод использования анионообменных смол относительно недорог и эффективен, но имеет свои особенности и ограничения:
-ионообменные нитратселективные смолы эффективно удаляют нитрат-ионы. Физическая суть данного метода сводится к замещению нитрат-ионов аниона смолы, как правило, хлорид-иона. Из этого следуют особенности и ограничения при использовании данного метода. Ионообменная смола характеризуется определенной емкостью – тем количеством анионов, которое она может на себя принять, обеспечивая необходимую степень очистки воды. При насыщении смолы задерживаемыми ионами производится регенерация смолы солевым раствором.
кислотно-щелочной реакции | Определение, примеры, формулы и факты
сульфат натрия
См. все средства массовой информации
- Связанные темы:
- буфер
кислотно-щелочной катализ
ион водорода
реакция замещения
гидроксид-ион
Просмотреть весь связанный контент →
Самые популярные вопросы
Что такое кислоты и основания?
Кислоты представляют собой вещества, содержащие один или несколько атомов водорода, которые в растворе выделяются в виде положительно заряженных ионов водорода. Кислота в водном растворе имеет кислый вкус, изменяет цвет синей лакмусовой бумажки на красный, реагирует с некоторыми металлами (например, железом) с выделением водорода, реагирует с основаниями с образованием солей и способствует некоторым химическим реакциям (кислотный катализ). Основания – это вещества, которые имеют горький вкус и изменяют окраску красной лакмусовой бумажки на синюю. Основания реагируют с кислотами с образованием солей и запускают определенные химические реакции (основной катализ).
химическая реакция
Узнайте больше о химических реакциях.
Как измеряют кислоты и основания?
Кислотам и основаниям присваивается значение от 0 до 14, значение pH, в соответствии с их относительной силой. Чистая вода, которая является нейтральной, имеет рН 7. Раствор с рН менее 7 считается кислым, а раствор с рН более 7 считается щелочным или щелочным. Сильные кислоты имеют более высокую концентрацию ионов водорода, и им присваиваются значения ближе к 0. И наоборот, сильные основания имеют более высокие концентрации гидроксид-ионов, и им присваиваются значения ближе к 14. Более слабые кислоты и основания ближе к значению рН 7, чем их более сильные аналоги.
pH
Узнайте больше о pH.
Что происходит при кислотно-щелочной реакции?
Кислотно-основная реакция представляет собой тип химической реакции, которая включает обмен одним или несколькими ионами водорода, H + , между частицами, которые могут быть нейтральными (молекулы, такие как вода, H 2 O) или электрически заряженные (ионы, такие как аммоний, NH 4 + ; гидроксид, OH — ; или карбонат, CO 3 2- ). Он также включает аналогичные процессы, которые происходят в молекулах и ионах, которые являются кислыми, но не отдают ионы водорода.
Как кислоты и основания нейтрализуют друг друга (или компенсируют друг друга)?
Различные реакции дают разные результаты. Реакции между сильными кислотами и сильными основаниями более полно распадаются на ионы водорода (протоны, положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы) в воде. Для слабой кислоты и слабого основания более уместно считать, что нейтрализация включает прямой перенос протона от кислоты к основанию. Если один из реагентов присутствует в большом избытке, в результате реакции может образоваться соль (или ее раствор), которая может быть кислой, основной или нейтральной в зависимости от силы кислот и оснований, реагирующих друг с другом.
соль
Узнайте больше о солях в кислотно-щелочной химии.
кислотно-щелочная реакция , тип химического процесса, типичным примером которого является обмен одного или нескольких ионов водорода, H + , между веществами, которые могут быть нейтральными (молекулы, такие как вода, H 2 O; или уксусная кислота, CH 3 CO 2 H) или электрически заряженные (ионы, такие как аммоний, NH 4 + ; гидроксид, OH − ; или карбонат, CO 3 7 2− 7 2− 0038). Он также включает аналогичное поведение молекул и ионов, которые являются кислыми, но не отдают ионы водорода (хлорид алюминия, AlCl 3 и ион серебра AG + ).
Кислоты представляют собой химические соединения, которые в водном растворе проявляют резкий вкус, коррозионное действие на металлы и способность окрашивать некоторые синие растительные красители в красный цвет. Основания представляют собой химические соединения, которые в растворе становятся мыльными на ощупь и окрашивают красные растительные красители в синий цвет. При смешивании кислоты и основания нейтрализуют друг друга и образуют соли, вещества с соленым вкусом и не имеющие характерных свойств ни кислот, ни оснований.
Идея о том, что некоторые вещества являются кислотами, тогда как другие являются основаниями, почти так же стара, как химия, и термины кислота , основание и соль встречаются очень рано в трудах средневековых алхимиков. Кислоты были, вероятно, первыми из них, которые были обнаружены, по-видимому, из-за их кислого вкуса. Английское слово acid , французское acide , немецкое Säure и русское kislota образованы от слов, означающих кислый (лат. 9).0089 acidus , немецкий sauer , древнескандинавский sūur и русский kisly ). Другими свойствами, связанными с кислотами на раннем этапе, были их растворяющее или коррозионное действие; их влияние на растительные красители; и вскипание, возникающее при нанесении их на мел (образование пузырьков углекислого газа). Основания (или щелочи) характеризовались, главным образом, способностью нейтрализовать кислоты и образовывать соли, причем последние довольно условно характеризовались как кристаллические вещества, растворимые в воде и имеющие солоноватый вкус.
Несмотря на их неточный характер, эти идеи служили для корреляции значительного диапазона качественных наблюдений, и многие из наиболее распространенных химических веществ, с которыми столкнулись ранние химики, могли быть классифицированы как кислоты (соляная, серная, азотная и угольная кислоты), основания (сода, калий, известь, аммиак) или соли (поваренная, нашатырная, селитра, квасцы, бура). Отсутствие какой-либо очевидной физической основы для рассматриваемых явлений затрудняло количественный прогресс в понимании кислотно-щелочного поведения, но способность фиксированного количества кислоты нейтрализовать фиксированное количество основания была одним из самых ранних примеров химической эквивалентности. : идея о том, что определенная мера одного вещества в некотором химическом смысле равна другому количеству другого вещества. Кроме того, довольно рано было обнаружено, что одна кислота может быть вытеснена из соли другой кислотой, и это позволило расположить кислоты примерно в порядке силы. Также вскоре стало ясно, что многие из этих смещений могут иметь место в любом направлении в зависимости от условий эксперимента. Это явление предполагало, что кислотно-основные реакции обратимы, то есть продукты реакции могут взаимодействовать, регенерируя исходный материал. Он также ввел понятие равновесия в кислотно-основную химию: эта концепция утверждает, что обратимые химические реакции достигают точки баланса или равновесия, при которой исходные материалы и продукты регенерируются в одной из двух реакций так быстро, как они потребляются другим.
Викторина «Британника»
Наука: правда или вымысел?
Вас увлекает физика? Устали от геологии? С помощью этих вопросов отделите научный факт от вымысла.
Помимо теоретического интереса, кислоты и основания играют большую роль в промышленной химии и в повседневной жизни. Серная кислота и гидроксид натрия входят в число продуктов, производимых в больших количествах химической промышленностью, и в большом проценте химических процессов используются кислоты или основания в качестве реагентов или катализаторов. Почти каждый биологический химический процесс тесно связан с кислотно-щелочными равновесиями в клетке или в организме в целом, причем большое значение для обитающих в них растений или животных имеет кислотность или щелочность почвы и воды. И идеи, и терминология кислотно-щелочной химии проникли в повседневную жизнь, и термин 9Особенно распространена соль 0089 .
10.3: Вода – как кислота, так и основание
- Последнее обновление
- Сохранить как PDF
- Идентификатор страницы
- 16082
- Анонимный
- LibreTexts
Цели обучения
- Написать химические уравнения для воды, действующей как кислота и как основание.
Вода (H 2 O) представляет собой интересное соединение во многих отношениях. Здесь мы рассмотрим его способность вести себя как кислота или основание.
В некоторых случаях молекула воды принимает протон и, таким образом, действует как основание Бренстеда-Лоури . Мы видели пример растворения HCl в H 2 O:9−_{(водн.)} + NH_{3(водн.)} \label{Eq2} \]
В этом случае NH 2 − представляет собой основание Бренстеда-Лоури (акцептор протона).
Таким образом, в зависимости от обстоятельств H 2 O может действовать либо как кислота Бренстеда-Лоури, либо как основание Бренстеда-Лоури. Вода — не единственное вещество, которое в одних случаях может реагировать как кислота, а в других — как основание, но это, безусловно, самый распространенный пример — и самый важный. Вещество, которое может либо отдавать, либо принимать протон, в зависимости от обстоятельств, называется 9−_{(водн. )} \label{Eq3} \]
Этот процесс называется автоионизацией воды (Рисунок \(\PageIndex{1}\)) и происходит в каждом образце воды, будь то чистая вода или часть раствора. Автоионизация в той или иной степени происходит в любой амфипротной жидкости. (Для сравнения, жидкий аммиак также подвергается автоионизации, но только примерно 1 молекула из миллиона миллиардов (1 из 10 15 ) реагирует с другой молекулой аммиака.)
Примечание
По-настоящему чистая вода встречается редко. Вода, подвергающаяся воздействию воздуха, обычно будет слегка кислой, потому что растворенный углекислый газ или угольная кислота снижает pH немного ниже 7. В качестве альтернативы, растворенные минералы, такие как карбонат кальция (известняк), могут сделать воду слегка щелочной.
Рисунок \(\PageIndex{1}\) Автоионизация. Небольшая часть молекул воды — примерно 6 на 100 миллионов — спонтанно ионизируются в ионы гидроксония и ионы гидроксида. Эта картина обязательно преувеличивает степень автоионизации, которая действительно происходит в чистой воде.
Пример \(\PageIndex{1}\)
Определите воду как кислоту Бренстеда-Лоури или как основание Бренстеда-Лоури.
- H 2 O(ℓ) + NO 2 − (водн.) → HNO 2 (водн.) + OH − (водный)
- HC 2 H 3 O 2 (aq) + H 2 O (ℓ) → H 3 O + (AQ) + C 2 H 3 39 O 49 2904040404040404040404049 290404049 290404049 290404049 290404 2 4 2 (AQ) + C 2 H + − (водный)
Раствор
- В этой реакции молекула воды отдает протон иону NO 2 − , образуя OH − (водн.). В качестве донора протона H 2 O действует как кислота Бренстеда-Лоури.
- В этой реакции молекула воды принимает протон от HC 2 H 3 O 2 , становится H 3 O + (водн.
). В качестве акцептора протонов H 2 O представляет собой основание Бренстеда-Лоури.
Упражнение \(\PageIndex{2}\)
Определить воду как кислоту Бренстеда-Лоури или как основание Бренстеда-Лоури.
- HCOOH(водн.) + H 2 O(л) → H 3 O + (водн.) + HCOO − (водн.)
- H 2 O(ℓ) + PO 4 3 − (водн.) → OH − (водн.) + HPO 4 2 − (водн.)
- Ответить
1. H 2 O действует как акцептор протонов (основание Бренстеда-Лоури)
2. H 2 O действует как донор протона (кислота Бренстеда-Лоури)
- Молекулы воды могут действовать как кислота и как основание, в зависимости от условий.
Эта страница под названием 10.3: Вода — и кислота, и основание распространяется под лицензией CC BY-NC-SA 3. 0 и была создана, изменена и/или курирована Anonymous с использованием исходного контента, который был отредактирован в соответствии со стилем и стандартами. платформы LibreTexts; подробная история редактирования доступна по запросу.
- Наверх
- Была ли эта статья полезной?
- Тип изделия
- Раздел или страница
- Автор
- Анонимный
- Лицензия
- СС BY-NC-SA
- Версия лицензии
- 3,0
- Программа OER или Publisher
- Издатель, имя которого нельзя называть
- Показать страницу TOC
- нет на странице
- Метки
- source@https://2012books.
- source@https://2012books.