| ||||||||
| ||||||||
2. (б)
образование водыГидроксид натрия, химические свойства, получение, физические свойства
1
H
ВодородВодород
1,008
1s1
2,2
Бесцветный газ
t°пл=-259°C
t°кип=-253°C
2
He
ГелийГелий
4,0026
1s2
Бесцветный газ
t°кип=-269°C
3
Li
ЛитийЛитий
6,941
2s1
0,99
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=180°C
t°кип=1317°C
4
Be
БериллийБериллий
9,0122
2s2
1,57
Светло-серый металл
t°пл=1278°C
t°кип=2970°C
5
B
БорБор
10,811
2s2 2p1
2,04
Темно-коричневое аморфное вещество
t°пл=2300°C
t°кип=2550°C
6
C
УглеродУглерод
12,011
2s2 2p2
2,55
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
t°пл=3550°C
t°кип=4830°C
7
N
АзотАзот
14,007
2s2 2p3
3,04
Бесцветный газ
t°пл=-210°C
t°кип=-196°C
8
O
КислородКислород
15,999
2s2 2p4
3,44
Бесцветный газ
t°пл=-218°C
t°кип=-183°C
9
F
ФторФтор
18,998
2s2 2p5
4,0
Бледно-желтый газ
t°пл=-220°C
t°кип=-188°C
10
Ne
НеонНеон
20,180
2s2 2p6
Бесцветный газ
t°пл=-249°C
t°кип=-246°C
11
Na
НатрийНатрий
22,990
3s1
0,93
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=98°C
t°кип=892°C
12
Mg
МагнийМагний
24,305
3s2
1,31
Серебристо-белый металл
t°пл=649°C
t°кип=1107°C
13
Al
АлюминийАлюминий
26,982
3s2 3p1
1,61
Серебристо-белый металл
t°пл=660°C
t°кип=2467°C
14
Si
КремнийКремний
28,086
3s2 3p2
1,9
Коричневый порошок / минерал
t°пл=1410°C
t°кип=2355°C
15
P
ФосфорФосфор
30,974
3s2 3p3
2,2
Белый минерал / красный порошок
t°пл=44°C
t°кип=280°C
16
S
СераСера
32,065
3s2 3p4
2,58
Светло-желтый порошок
t°пл=113°C
t°кип=445°C
17
Cl
ХлорХлор
35,453
3s2 3p5
3,16
Желтовато-зеленый газ
t°пл=-101°C
t°кип=-35°C
18
Ar
АргонАргон
39,948
3s2 3p6
Бесцветный газ
t°пл=-189°C
t°кип=-186°C
19
K
КалийКалий
39,098
4s1
0,82
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=64°C
t°кип=774°C
20
Ca
КальцийКальций
40,078
4s2
1,0
Серебристо-белый металл
t°пл=839°C
t°кип=1487°C
21
Sc
СкандийСкандий
44,956
3d1 4s2
1,36
Серебристый металл с желтым отливом
t°пл=1539°C
t°кип=2832°C
22
Ti
ТитанТитан
47,867
3d2 4s2
1,54
Серебристо-белый металл
t°пл=1660°C
t°кип=3260°C
23
V
ВанадийВанадий
50,942
3d3 4s2
1,63
Серебристо-белый металл
t°пл=1890°C
t°кип=3380°C
24
Cr
ХромХром
51,996
3d5 4s1
1,66
Голубовато-белый металл
t°пл=1857°C
t°кип=2482°C
25
Mn
МарганецМарганец
54,938
3d5 4s2
1,55
Хрупкий серебристо-белый металл
t°пл=1244°C
t°кип=2097°C
26
Fe
ЖелезоЖелезо
55,845
3d6 4s2
1,83
Серебристо-белый металл
t°пл=1535°C
t°кип=2750°C
27
Co
КобальтКобальт
58,933
3d7 4s2
1,88
Серебристо-белый металл
t°пл=1495°C
t°кип=2870°C
28
Ni
НикельНикель
58,693
3d8 4s2
1,91
Серебристо-белый металл
t°пл=1453°C
t°кип=2732°C
29
Cu
МедьМедь
63,546
3d10 4s1
1,9
Золотисто-розовый металл
t°пл=1084°C
t°кип=2595°C
30
Zn
ЦинкЦинк
65,409
3d10 4s2
1,65
Голубовато-белый металл
t°пл=420°C
t°кип=907°C
31
Ga
ГаллийГаллий
69,723
4s2 4p1
1,81
Белый металл с голубоватым оттенком
t°пл=30°C
t°кип=2403°C
32
Ge
ГерманийГерманий
72,64
4s2 4p2
2,0
Светло-серый полуметалл
t°пл=937°C
t°кип=2830°C
33
As
МышьякМышьяк
74,922
4s2 4p3
2,18
Зеленоватый полуметалл
t°субл=613°C
(сублимация)
34
Se
СеленСелен
78,96
4s2 4p4
2,55
Хрупкий черный минерал
t°пл=217°C
t°кип=685°C
35
Br
БромБром
79,904
4s2 4p5
2,96
Красно-бурая едкая жидкость
t°пл=-7°C
t°кип=59°C
36
Kr
КриптонКриптон
83,798
4s2 4p6
3,0
Бесцветный газ
t°пл=-157°C
t°кип=-152°C
37
Rb
РубидийРубидий
85,468
5s1
0,82
Серебристо-белый металл
t°пл=39°C
t°кип=688°C
38
Sr
СтронцийСтронций
87,62
5s2
0,95
Серебристо-белый металл
t°пл=769°C
t°кип=1384°C
39
Y
ИттрийИттрий
88,906
4d1 5s2
1,22
Серебристо-белый металл
t°пл=1523°C
t°кип=3337°C
40
Zr
ЦирконийЦирконий
91,224
4d2 5s2
1,33
Серебристо-белый металл
t°пл=1852°C
t°кип=4377°C
41
Nb
НиобийНиобий
92,906
4d4 5s1
1,6
Блестящий серебристый металл
t°пл=2468°C
t°кип=4927°C
42
Mo
МолибденМолибден
95,94
4d5 5s1
2,16
Блестящий серебристый металл
t°пл=2617°C
t°кип=5560°C
43
Tc
ТехнецийТехнеций
98,906
4d6 5s1
1,9
Синтетический радиоактивный металл
t°пл=2172°C
t°кип=5030°C
44
Ru
РутенийРутений
101,07
4d7 5s1
2,2
Серебристо-белый металл
t°пл=2310°C
t°кип=3900°C
45
Rh
РодийРодий
102,91
4d8 5s1
2,28
Серебристо-белый металл
t°пл=1966°C
t°кип=3727°C
46
Pd
ПалладийПалладий
106,42
4d10
2,2
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1552°C
t°кип=3140°C
47
Ag
СереброСеребро
107,87
4d10 5s1
1,93
Серебристо-белый металл
t°пл=962°C
t°кип=2212°C
48
Cd
КадмийКадмий
112,41
4d10 5s2
1,69
Серебристо-серый металл
t°пл=321°C
t°кип=765°C
49
In
ИндийИндий
114,82
5s2 5p1
1,78
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=156°C
t°кип=2080°C
50
Sn
ОловоОлово
118,71
5s2 5p2
1,96
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=232°C
t°кип=2270°C
51
Sb
СурьмаСурьма
121,76
5s2 5p3
2,05
Серебристо-белый полуметалл
t°пл=631°C
t°кип=1750°C
52
Te
ТеллурТеллур
127,60
5s2 5p4
2,1
Серебристый блестящий полуметалл
t°пл=450°C
t°кип=990°C
53
I
ИодИод
126,90
5s2 5p5
2,66
Черно-серые кристаллы
t°пл=114°C
t°кип=184°C
54
Xe
КсенонКсенон
131,29
5s2 5p6
2,6
Бесцветный газ
t°пл=-112°C
t°кип=-107°C
55
Cs
ЦезийЦезий
132,91
6s1
0,79
Мягкий серебристо-желтый металл
t°пл=28°C
t°кип=690°C
56
Ba
БарийБарий
137,33
6s2
0,89
Серебристо-белый металл
t°пл=725°C
t°кип=1640°C
57
La
ЛантанЛантан
138,91
5d1 6s2
1,1
Серебристый металл
t°пл=920°C
t°кип=3454°C
58
Ce
ЦерийЦерий
140,12
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=798°C
t°кип=3257°C
59
Pr
ПразеодимПразеодим
140,91
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=931°C
t°кип=3212°C
60
Nd
НеодимНеодим
144,24
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1010°C
t°кип=3127°C
61
Pm
ПрометийПрометий
146,92
f-элемент
Светло-серый радиоактивный металл
t°пл=1080°C
t°кип=2730°C
62
Sm
СамарийСамарий
150,36
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1072°C
t°кип=1778°C
63
Eu
ЕвропийЕвропий
151,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=822°C
t°кип=1597°C
64
Gd
ГадолинийГадолиний
157,25
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1311°C
t°кип=3233°C
65
Tb
ТербийТербий
158,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1360°C
t°кип=3041°C
66
Dy
ДиспрозийДиспрозий
162,50
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1409°C
t°кип=2335°C
67
Ho
ГольмийГольмий
164,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1470°C
t°кип=2720°C
68
Er
ЭрбийЭрбий
167,26
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1522°C
t°кип=2510°C
69
Tm
ТулийТулий
168,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1545°C
t°кип=1727°C
70
Yb
ИттербийИттербий
173,04
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=824°C
t°кип=1193°C
71
Lu
ЛютецийЛютеций
174,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1656°C
t°кип=3315°C
72
Hf
ГафнийГафний
178,49
5d2 6s2
Серебристый металл
t°пл=2150°C
t°кип=5400°C
73
Ta
ТанталТантал
180,95
5d3 6s2
Серый металл
t°пл=2996°C
t°кип=5425°C
74
W
ВольфрамВольфрам
183,84
5d4 6s2
2,36
Серый металл
t°пл=3407°C
t°кип=5927°C
75
Re
РенийРений
186,21
5d5 6s2
Серебристо-белый металл
t°пл=3180°C
t°кип=5873°C
76
Os
ОсмийОсмий
190,23
5d6 6s2
Серебристый металл с голубоватым оттенком
t°пл=3045°C
t°кип=5027°C
77
Ir
ИридийИридий
192,22
5d7 6s2
Серебристый металл
t°пл=2410°C
t°кип=4130°C
78
Pt
ПлатинаПлатина
195,08
5d9 6s1
2,28
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1772°C
t°кип=3827°C
79
Au
ЗолотоЗолото
196,97
5d10 6s1
2,54
Мягкий блестящий желтый металл
t°пл=1064°C
t°кип=2940°C
80
Hg
РтутьРтуть
200,59
5d10 6s2
2,0
Жидкий серебристо-белый металл
t°пл=-39°C
t°кип=357°C
81
Tl
ТаллийТаллий
204,38
6s2 6p1
Серебристый металл
t°пл=304°C
t°кип=1457°C
82
Pb
СвинецСвинец
207,2
6s2 6p2
2,33
Серый металл с синеватым оттенком
t°пл=328°C
t°кип=1740°C
83
Bi
ВисмутВисмут
208,98
6s2 6p3
Блестящий серебристый металл
t°пл=271°C
t°кип=1560°C
84
Po
ПолонийПолоний
208,98
6s2 6p4
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=254°C
t°кип=962°C
85
At
АстатАстат
209,98
6s2 6p5
2,2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=302°C
t°кип=337°C
86
Rn
РадонРадон
222,02
6s2 6p6
2,2
Радиоактивный газ
t°пл=-71°C
t°кип=-62°C
87
Fr
ФранцийФранций
223,02
7s1
0,7
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=27°C
t°кип=677°C
88
Ra
РадийРадий
226,03
7s2
0,9
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=700°C
t°кип=1140°C
89
Ac
АктинийАктиний
227,03
6d1 7s2
1,1
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=1047°C
t°кип=3197°C
90
Th
ТорийТорий
232,04
f-элемент
Серый мягкий металл
91
Pa
ПротактинийПротактиний
231,04
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
92
U
УранУран
238,03
f-элемент
1,38
Серебристо-белый металл
t°пл=1132°C
t°кип=3818°C
93
Np
НептунийНептуний
237,05
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
94
Pu
ПлутонийПлутоний
244,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
95
Am
АмерицийАмериций
243,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
96
Cm
КюрийКюрий
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
97
Bk
БерклийБерклий
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
98
Cf
КалифорнийКалифорний
251,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
99
Es
ЭйнштейнийЭйнштейний
252,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
100
Fm
ФермийФермий
257,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
101
Md
МенделевийМенделевий
258,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
102
No
НобелийНобелий
259,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
103
Lr
ЛоуренсийЛоуренсий
266
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
104
Rf
РезерфордийРезерфордий
267
6d2 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
105
Db
ДубнийДубний
268
6d3 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
106
Sg
СиборгийСиборгий
269
6d4 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
107
Bh
БорийБорий
270
6d5 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
108
Hs
ХассийХассий
277
6d6 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
109
Mt
МейтнерийМейтнерий
278
6d7 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
110
Ds
ДармштадтийДармштадтий
281
6d9 7s1
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
Металлы
Неметаллы
Щелочные
Щелоч-зем
Благородные
Галогены
Халькогены
Полуметаллы
s-элементы
p-элементы
d-элементы
f-элементы
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.
4.3: Кислотно-основные реакции — Химия LibreTexts
- Последнее обновление
- Сохранить как PDF
- Идентификатор страницы
- 169965
Кислотно-основная реакция — это реакция, при которой ион водорода H + переносится от одного химического соединения к другому. Такие реакции имеют центральное значение для многочисленных природных и технологических процессов, начиная от химических превращений, происходящих в клетках, в озерах и океанах, и заканчивая промышленным производством удобрений, фармацевтических препаратов и других веществ, необходимых обществу. Таким образом, тема кислотно-щелочной химии заслуживает тщательного обсуждения, и далее в тексте этой теме посвящена целая глава.
В целях этого краткого введения мы рассмотрим только наиболее распространенные типы кислотно-щелочных реакций, происходящих в водных растворах. В этом контексте кислота — это вещество, которое растворяется в воде с образованием ионов гидроксония, H 3 O + . В качестве примера рассмотрим приведенное здесь уравнение: )\]
Процесс, представленный этим уравнением, подтверждает, что хлористый водород является кислотой. При растворении в воде H 9Ионы 0028 3 O + образуются в результате химической реакции, в которой ионы H + переносятся с молекул HCl на молекулы H 2 O (рис. \(\PageIndex{2}\)).
Рисунок \(\PageIndex{2}\): Когда газообразный хлористый водород растворяется в воде, (а) он реагирует как кислота, передавая протоны молекулам воды с образованием (б) ионов гидроксония (и сольватированного хлорида ионы)
Природа HCl такова, что ее реакция с водой, как только что описана, эффективна практически на 100%: практически каждая молекула HCl, которая растворяется в воде, подвергается этой реакции.
Кислоты, которые полностью реагируют таким образом, называются сильными кислотами, а HCl является одним из немногих распространенных кислотных соединений, которые классифицируются как сильные (таблица \(\PageIndex{1}\)). Гораздо большее число соединений ведут себя как слабые кислоты и лишь частично реагируют с водой, оставляя большую часть растворенных молекул в их исходной форме и образуя относительно небольшое количество ионов гидроксония. Слабые кислоты широко распространены в природе, они частично ответственны за острый вкус цитрусовых, жгучее ощущение от укусов насекомых и неприятные запахи, связанные с запахом тела. Известным примером слабой кислоты является уксусная кислота, основной ингредиент пищевых уксусов:
\[\ce{Ch4CO2H}(водн.)+\ce{h3O}(ж)\rightleftharpoons \ce{Ch4CO2-}(водн.)+\ce{h4O+}(водн.)\]
При растворении в воде под типичных условиях, только около 1% молекул уксусной кислоты присутствует в ионизированной форме \(\ce{Ch4CO2-}\) (рис. \(\PageIndex{3}\)).
(Использование двойной стрелки в приведенном выше уравнении обозначает аспект частичной реакции этого процесса, понятие, полностью рассмотренное в главах, посвященных химическому равновесию.)
Рисунок \(\PageIndex{3}\): (a) Плоды такие так как апельсины, лимоны и грейпфруты содержат слабую лимонную кислоту. б) уксус содержит слабую уксусную кислоту. (кредит a: модификация работы Скотта Бауэра; кредит b: модификация работы Brücke-Osteuropa/Wikimedia Commons)
”»> Основание – это вещество, которое растворяется в воде с образованием гидроксид-ионов, OH − .
Наиболее распространенными основаниями являются ионные соединения, состоящие из катионов щелочных или щелочноземельных металлов (группы 1 и 2) в сочетании с ионом гидроксида, например, NaOH и Ca(OH) 2 . Когда эти соединения растворяются в воде, ионы гидроксида высвобождаются непосредственно в раствор. Например, KOH и Ba(OH) 2 растворяются в воде и полностью диссоциируют с образованием катионов (K + и Ba 2+ соответственно) и ионов гидроксида OH — . Эти основания, наряду с другими гидроксидами, полностью диссоциирующими в воде, считаются сильными основаниями.
Рассмотрим в качестве примера растворение щелочи (гидроксида натрия) в воде:
\[\ce{NaOH}(s)\rightarrow \ce{Na+}(водн.)+\ce{OH-}(водн.)\]
Это уравнение подтверждает, что гидроксид натрия является основанием. При растворении в воде NaOH диссоциирует с образованием ионов Na + и OH — . Это также верно для любого другого ионного соединения, содержащего ионы гидроксида.
Поскольку процесс диссоциации практически завершен, когда ионные соединения растворяются в воде в типичных условиях, NaOH и другие ионные гидроксиды классифицируются как сильные основания.
В отличие от ионных гидроксидов, некоторые соединения образуют гидроксид-ионы при растворении в результате химической реакции с молекулами воды. Во всех случаях эти соединения реагируют лишь частично и поэтому классифицируются как слабые основания. Эти типы соединений также широко распространены в природе и являются важным сырьем в различных технологиях. Например, глобальное производство слабоосновного аммиака обычно превышает 100 метрических тонн в год, и он широко используется в качестве сельскохозяйственного удобрения, сырья для химического синтеза других соединений и активного ингредиента бытовых чистящих средств (рис. \(\PageIndex). {4}\)). При растворении в воде аммиак частично реагирует с образованием ионов гидроксида, как показано здесь:
\[\ce{Nh4}(вод)+\ce{h3O}(l)\rightleftharpoons \ce{Nh5+}(вод)+\ce{OH-}(вод)\]
Это по определению , кислотно-основная реакция, в данном случае связанная с переносом ионов Н + от молекул воды к молекулам аммиака.
В типичных условиях только около 1% растворенного аммиака присутствует в виде ионов \(\ce{Nh5+}\).
Рисунок \(\PageIndex{4}\): Аммиак — это слабое основание, используемое в различных областях. (а) Чистый аммиак обычно применяется в качестве сельскохозяйственного удобрения. (b) Разбавленные растворы аммиака являются эффективными бытовыми чистящими средствами. (кредит a: модификация работы Национальной службы охраны ресурсов; кредит b: модификация работы pat00139)
Описанные химические реакции, в которых кислоты и основания, растворенные в воде, образуют соответственно ионы гидроксония и гидроксида, по определению являются кислотно-основными реакциями. В этих реакциях вода служит как растворителем , так и реагентом. Реакция нейтрализации — это особый тип кислотно-щелочной реакции, в которой реагентами являются кислота и основание, продуктами часто являются соль и вода, и ни один из реагентов не является самой водой:
\[\mathrm{кислота+основание \rightarrow соль+вода}\]
Чтобы проиллюстрировать реакцию нейтрализации, рассмотрим, что происходит, когда типичный антацид, такой как магнезиальное молоко (водная суспензия твердого Mg(OH) 2 ), принимается внутрь для облегчения симптомов, связанных с избытком желудочной кислоты (HCl):
\[\ce{Mg(OH)2}(т)+\ce{2HCl}(водн.
)\rightarrow \ce{MgCl2}(водн.)+\ce{2h3O}(л).\]
Обратите внимание, что в добавление к воде, эта реакция дает соль, хлорид магния.
Пример \(\PageIndex{2}\): Написание уравнений кислотно-основных реакций
Напишите сбалансированные химические уравнения для описанных здесь кислотно-щелочных реакций:
- слабокислотный гипохлорит водорода реагирует с водой
- раствор гидроксида бария нейтрализуют раствором азотной кислоты
Раствор
(a) Предусмотрены два реагента, HOCl и H 2 O. Поскольку сообщается, что это вещество является кислотой, его реакция с водой будет включать перенос H + из HOCl в Н 2 O для образования ионов гидроксония, H 3 O + и ионов гипохлорита, OCl − .
\[\ce{HOCl}(водн.)+\ce{h3O}(л)\rightleftharpoons \ce{OCl-}(водн.)+\ce{h4O+}(водн.) n\номер \]
Двойной -стрелка уместна в этом уравнении, потому что она указывает, что HOCl является слабой кислотой, которая не полностью прореагировала.
(b) Предусмотрены два реагента: Ba(OH) 2 и HNO 3 . Поскольку это реакция нейтрализации, двумя продуктами будут вода и соль, состоящая из катиона ионного гидроксида (Ba 2+ ) и анион, образующийся при переносе кислотой своего иона водорода \(\ce{(NO3- )}\).
\[\ce{Ba(OH)2}(водн.)+\ce{2HNO3}(водн.)\rightarrow \ce{Ba(NO3)2}(водн.)+\ce{2h3O}(l) n\ nonumber \]
Упражнение \(\PageIndex{21}\)
Напишите суммарное ионное уравнение, описывающее нейтрализацию любой сильной кислоты ионным гидроксидом. (Подсказка: обратите внимание на ионы, образующиеся при растворении сильной кислоты в воде.)
- Ответ:
\[\ce{h4O+}(водн.)+\ce{OH-}(водн.)\rightarrow \ce{2h3O}(l) n\nonumber\]
4.3: Acid-Base Reactions распространяется по незаявленной лицензии и был создан, изменен и/или курирован LibreTexts.
- Наверх
- Была ли эта статья полезной?
- Тип изделия
- Раздел или Страница
- Показать страницу TOC
- да на странице
- Теги
- кислота
- алкадиины
- база
- нейтрализация
- источник-хим-166053
- источник-хим-167163
- источник-хим-167676
- источник-хим-49497
Самоионизация водыЖидкая вода находится в равновесии с сольватированным гидроксидом и сольватированными протонами. pH и pOH являются важными значениями для кислых и щелочных растворов. Это логарифмическое основание 10 концентрации ионов водорода или концентрации ионов гидроксида, соответственно.
Принцип Ле-Шателье говорит нам, что добавление одного из продуктов к системе, находящейся в равновесии, сдвинет равновесие в сторону реагентов. Кислоты и основания растворяются в воде и, увеличивая концентрацию одного из продуктов самоионизации воды — протонов или гидроксид-ионов, подавляют диссоциацию воды. Для любой кислоты K a является константой равновесия реакции диссоциации кислоты в воде. pH и pOH часто используются для описания растворов кислот и оснований в воде. В чистой воде концентрация сольватированных протонов равна концентрации сольватированных анионов гидроксида, а pH равен 7. Кислые растворы имеют более низкий pH, а основные растворы — более высокий. Сильные кислотыСильные кислоты полностью диссоциируют в водном растворе и имеют отрицательные значения K a . Можно считать, что [H + ] в растворе сильной кислоты равно исходной концентрации кислоты. Сильные кислоты перечислены ниже. Слабые кислотыСлабые кислоты лишь частично диссоциируют в водном растворе. Значения K a описывают равновесие и pK a = -log(K a ). Некоторые из слабых кислот приведены в таблице ниже.
Прочные основанияСильные гидроксидные основания полностью диссоциируют в водном растворе. Слабые основанияСлабые основания находятся в равновесии с водой. Значения K b описывают равновесие, а pK b = -log(K b ). Некоторые слабые базы указаны в таблице ниже.
|
Обычно мы используем значение, связанное с константой равновесия, для определения концентрации этих сольватированных ионов в воде. Константа диссоциации воды , K w , 1 x 10 -14 .
См. страницу таблиц для списка K и значений при комнатной температуре. Обратите внимание, что и A — , и H + окружены и стабилизированы молекулами воды. Мы также можем записать их как [A(H 2 O) x ] — , [H(H 2 O) x ] + или A (aq) — H (водный) + .
Другие сильные основания полностью реагируют с водой. Сильные основания включают NaOH, LiOH, Ca(OH) 2 , NaNH 2 .