konvencionalni naboj atoma u molekulu, izračunat pod pretpostavkom da se molekul sastoji samo od jona.
Za određivanje stepena oksidacije atoma u hemijskim jedinjenjima, poštuju se sljedeća pravila:
1. Kiseonik u hemijskim jedinjenjima oksidacionom stanju se uvek dodeljuje -2 (izuzetak je kiseonik fluorid OF 2 i peroksidi poput H 2 O 2, gde kiseonik ima oksidaciono stanje +2 i -1, respektivno).
2. Oksidacijsko stanje vodonik u spojevima se smatra jednakim +1 (izuzetak:
u hidridima, na primjer, u Ca +2 H 2 -1).
3.
Metali u svim jedinjenjima imaju pozitivne vrijednosti stepena
oksidacija.
4. Oksidacijsko stanje neutralnih molekula i atoma (na primjer, H 2, C, itd.) je nula, kao i metala u slobodnom stanju.
5. Za elemente koji čine složene supstance, oksidaciono stanje
pronađeno algebarski. Molekul je neutralan dakle iznos
svih optužbi je nula. Na primjer, u slučaju H 2 +1 SO 4 -2 kreiramo jednačinu sa
nepoznato za određivanje oksidacijskog stanja sumpora:
2(+1) + x + 4(-2) = 0, x- 6 = 0, x = 6.
Reakcije koje rezultiraju promjenama u oksidacijskom stanju elemenata nazivaju se redoks.
Osnovne odredbe teorije OVR
1) Oksidacija pozovite proces vraća elektrona atomom, molekulom ili
ion. Stepen oksidacije u ovom slučaju diže se. Na primjer, A1 - 3e – Al + 3.
2) Oporavak pozovite proces pristupanje elektrona po atomu,
molekula ili jona. Stepen oksidacije u ovom slučaju ide dole. Na primjer,
S + 2e= S -2 .
3) Atomi, molekuli ili joni, doniranje elektrona, su pozvani restauratori. Atomi, molekuli ili joni, dodavanje elektrona su pozvani oksidirajuća sredstva.
4) Oksidacija uvek u pratnji restauracija i obrnuto, oporavak uvijek povezan sa oksidacija,što se može izraziti jednačinama:
redukciono sredstvo - e↔oksidant; oksidant + e↔redukcioni agens.
Redox reakcije predstavljaju jedinstvo dvaju suprotstavljenih procesa – oksidacije i redukcije.
Ekspresni procesi oksidacije i redukcije elektronske jednačine. Oni ukazuju na promjenu oksidacijskog stanja atoma i broja elektrona koje je redukciono sredstvo doniralo, a prihvatilo oksidacijsko sredstvo. Da, za reakciju
2K +1 I -1 + 2Fe +3 Cl 3 -1 = I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 -1 + 2K +1 Cl -1 elektronske jednačine imaju oblik
2I -1 - 2e= I 2 0 proces oksidacije (redukciono sredstvo); Fe +3 + e= Fe +2 proces redukcije (oksidacijsko sredstvo).
Za sastavljanje jednadžbi redoks reakcija koriste se dvije metode: metoda ravnoteže elektrona i metoda ion-elektrona (metoda polureakcije).
Metoda elektronske ravnoteže je univerzalan. U ovoj metodi uspoređuju se oksidacijska stanja atoma u početnoj i krajnjoj tvari, vodeći se pravilom: broj elektrona doniranih redukcijskim agensom mora biti jednak broju elektrona dobivenih oksidacijskim agensom. Da biste napravili jednadžbu, morate znati formule reaktanata i produkta reakcije. Potonji se određuju eksperimentalno ili na osnovu poznatih svojstava elemenata.
Ion-elektronska metoda (metoda polureakcije) koristi poglede o elektrolitičkoj disocijaciji. Metoda se koristi samo pri sastavljanju jednadžbi ORR protoka u rastvoru. Za razliku od metode elektronske ravnoteže ovu metodu daje ispravniju ideju o procesima oksidacije i redukcije u otopinama, budući da razmatra ione i molekule u obliku u kojem postoje u otopini. Slabi elektroliti ili slabo topljive tvari zapisuju se u obliku molekula, a jaki elektroliti u obliku jona. Uzima se u obzir da u vodi
okoline, joni mogu učestvovati u reakciji H+, OH - i molekule H 2 O. Pravila za pronalaženje koeficijenata u ORR jednačinama koje se javljaju u kiselim, alkalnim i neutralnim medijima nisu ista.
Ako je reakcija okoline kiselo
Pravilo. Svaki veže se sa dva vodikova jona i formira jednu molekulu vode:
[O -2 ] + 2H + = H 2 O.
Svaki se uzima iz molekula vode, a oslobađaju se dva jona vodonika: H 2 O - [O -2 ] = 2H +.
Ako je reakcija okoline alkalna
Pravilo. Svaki oslobođena čestica kiseonika reaguje sa jednim molekulom vode, formirajući dva hidroksidna jona: [O -2 ] + H 2 O = 2OH - .
Svaki nedostaje čestica kiseonika uzima se iz dva hidroksidna jona kako bi se formirao jedan molekul vode: 2OH - - [O -2 ] = H 2 O.
Ako je reakcija okoline neutralan
Pravilo. Svaki oslobođena čestica kiseonika stupa u interakciju s jednim molekulom vode, formirajući dva hidroksidna jona: [O -2 ] + H 2 O = 2OH - .
Svaki nedostaje čestica kiseonika uzeti iz molekule vode da bi se formirala dva vodonikova jona: H 2 O - [O -2 ] = 2H +.
Odabir ORR koeficijenata ionsko-elektronskom metodom provodi se u nekoliko faza:
1) zapišite shemu reakcije (reakcija medija je kisela) u molekularnom obliku,
Na primjer:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O;
2) zapišite shemu reakcije u ionskom obliku i identificirajte ione i molekule koji mijenjaju oksidacijsko stanje:
K + + MnO 4 - + 2Na + + SO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = Mn 2++ SO 4 2- + 2Na + + SO 4 2- +
2K + + SO 4 2- + H 2 O;
3) sastaviti jonsko-elektronske jednačine koje uključuju izolovane jone
i molekule, s obzirom na to broj atoma kiseonika se izjednačava pomoću
molekule vode ili vodikovi joni.
Za ovu reakciju:
Nedostatak atoma kiseonika u kiseloj sredini uzeti iz molekula vode:
SO 3 2- + H 2 O - 2e - = SO 4 2- + 2H +;
Višak atoma kiseonika u kiseloj sredini
veže se sa jonima vodonika u
molekuli vode:
MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ + 4H 2 O;
4) pomnožite rezultirajuće jednačine sa najmanjim faktorima za ravnotežu elektrona:
SO 3 2- + H 2 O - 2e - = SO 4 2- + 2H + | 5 MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ +4H 2 O | 2
5SO 3 2- + 5H 2 O – l0e - = 5SO 4 2- + 10H + 2MnO 4 - + 16H + + 10e - = 2Mn 2+ +8H 2 O;
5) sumirati rezultirajuće elektron-jonske jednačine:
5SO 3 2- + 5H 2 O - 10e - + 2MnO 4 - + 16H + + 10e - = 5SO 4 2- + 10H + + 2Mn 2+ + 8H 2 O;
6) smanjiti slične članove i dobiti ionsko-molekularnu jednačinu
OVR:
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + = 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O;
7) koristeći rezultirajuću ionsko-molekularnu jednačinu, sastavite molekularnu jednačinu za reakciju:
2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Redox reakcije se dijele u tri tipa:
1) intermolekularni - To su reakcije u kojima su oksidacijski i redukcijski agens različite supstance:
2H 2 8 +6 O 4 (konc.) + Cu 0 = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O.
2) Intramolekularni - to su reakcije u kojima su oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo u istoj molekuli (atomi različitih elemenata):
2KS1 +5 O 3 -2 = 2KSl -1 + 3O 2 °
3) Disproporcionalnost (reakcije autooksidacije-samoizlječenja)
-
To su reakcije u kojima su atomi oksidacije i redukcije
Molekul vodikovog peroksida ima ugaonu strukturu (slika 1). Energija O-O komunikacije(210 kJ/mol) je znatno manja od energije O-H veze (468 kJ/mol).
Rice. 1. Struktura molekule vodikovog peroksida, koja ukazuje na uglove veze između veza i dužine hemijskih veza.
Zbog asimetrične distribucije N-O veze molekula vodikovog peroksida je visoko polarna (dipolni moment je 0,7 × 10 -29 C × m). Jaka vodikova veza se javlja između molekula vodikovog peroksida, što dovodi do njihovog povezivanja. Stoga, u normalnim uslovima Vodonik peroksid je sirupasta tečnost (gustine - 1,44 g/cm3), sa prilično visokom tačkom ključanja (150,2 o C). Tačka topljenja je 0,41 o C. Blijedoplave je boje. Bruto formula je H 2 O 2. Molarna masa- 34 g/mol.
Vodikov peroksid je dobro jonizujuće otapalo. Miješa se s vodom u bilo kojem omjeru zbog pojave novih vodonične veze. Oslobađa se iz rastvora u obliku nestabilnog kristalnog hidrata H 2 O 2 × 2H 2 O.
H2O2, oksidaciona stanja elemenata u njemu
Da biste odredili oksidacijska stanja elemenata koji čine vodikov peroksid, prvo morate razumjeti za koje je elemente ta vrijednost točno poznata.
Vodikov peroksid, kao i voda, je hidrid kiseonika, a poznato je da vodik pokazuje oksidaciono stanje (+1). Da bismo pronašli oksidacijsko stanje kisika, uzimamo njegovu vrijednost kao "x" i određujemo je pomoću jednadžbe električne neutralnosti:
2× (+1) + 2×x = 0;
To znači da je oksidacijsko stanje kisika u vodikovom peroksidu (-1):
H +1 2 O - 1 2 .
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
| Vježbajte | U jedinjenjima NH 4 Cl, LiClO 4, Cl 2 O, oksidaciono stanje hlora je respektivno: |
| Rješenje | Da bismo dali tačan odgovor na postavljeno pitanje, naizmjenično ćemo odrediti oksidacijsko stanje klora u svakom od predloženih spojeva pomoću jednadžbe elektroneutralnosti. a) Oksidacijsko stanje dušika u amonijum jonu je (-3), a vodonika (+1). Uzmimo vrijednost oksidacijskog stanja hlora kao "x": (-3) + 4×1 + x = 0; b) Stanje oksidacije litijuma je uvijek jednako (+1). Oksidacijsko stanje kisika u ovom slučaju je (-2). Uzmimo vrijednost oksidacijskog stanja hlora kao "x": 1 + x + 4×(-2) = 0; c) Oksidacijsko stanje kisika u oksidima uvijek je jednako (-2). Uzmimo vrijednost oksidacijskog stanja hlora kao "x": 2×x + (-2) = 0; Shodno tome, redosled oksidacionih stanja hlora u jedinjenjima će biti sledeći: -1, +7, +1. |
| Odgovori | Opcija (d) |
PRIMJER 2
| Vježbajte | Azot pokazuje oksidaciono stanje (+5) u jedinjenju: a) N 2 O 3; b) (NH 4) 2 SO 4; c) KNO 2; d) Fe(NO 3) 3? |
| Rješenje | Da bismo dali tačan odgovor, naizmjenično ćemo odrediti stepen oksidacije dušika u svakom od predloženih spojeva pomoću jednačine elektroneutralnosti. a) Oksidacijsko stanje kisika u oksidima uvijek je jednako (-2). Uzmimo oksidacijsko stanje dušika kao "x": 2×x + 3×(-2) =0; Odgovor je netačan. b) Stanje oksidacije sumpora u sulfatnom anjonu je (+6), kiseonika i vodonika - (-2) i (+1), respektivno. Uzmimo oksidacijsko stanje dušika kao "x": 2×x + 8×1 + 6 + 4×(-2) =0; Odgovor je netačan. c) Oksidacijsko stanje kalijuma je uvijek jednako (+1). Oksidacijsko stanje kisika u ovom slučaju je (-2). Uzmimo oksidacijsko stanje dušika kao "x": 1 + x + 2×(-2) =0; Odgovor je netačan. d) Stanje oksidacije gvožđa u ovom slučaju je (+3), kiseonika - (-2). Oksidacijsko stanje kisika u ovom slučaju je (-2). Uzmimo oksidacijsko stanje dušika kao "x": 3 + 3×x + 9×(-2) =0; Tačan odgovor. |
| Odgovori | Opcija (d) |
Hemijski element čije je oksidaciono stanje viši oksid jednako +7, odgovara shemi raspodjele elektrona po slojevima
1)2,8,8 2)2,8,1 3)2,8,7 4)2,8,5
A3 Elektronsko kolo +X (2, 8, 5) pripada atomu hemijski element:
a) fosfor b) silicijum c) aluminijum d) kalijum
A4. Elektronska formula 1 s22 s22 p3 pripada atomu:
a) aluminijum b) azot c) kalcijum d) natrijum
A3. Sljedeći izraz se odnosi na karakteristike izotopa:
1) atomi imaju različite atomske mase i različit nuklearni naboj
2) broj protona u jezgri atoma je različit, masa atoma je također različita
3) broj protona u jezgri atoma je različit, masa atoma je ista
4) broj neutrona u jezgri atoma je različit, a broj protona
isto
A4. U nizu elemenata natrijum - magnezijum - aluminijum
1) povećava se broj elektronskih slojeva u atomima
2) povećava se broj elektrona u vanjskom elektronskom sloju
3) smanjuje se broj protona u jezgri atoma
4) smanjuje se stepen oksidacije elemenata u jedinjenjima sa kiseonikom
A5. Supstanca čije je ime natrijum sulfit ima formulu
1) Na2SO3 2) Na2SO4 3) Na2S 4) NaHSO4
A6. Jedinjenja sa tipom jonske veze nastaju kada atomi interaguju
1) identični nemetali
2) sa istom elektronegativnošću
3) sa oštro različitom elektronegativnošću
4) razni nemetali
A7. Formule supstanci sa polarnom kovalentnom vezom su u grupi
1) Si H4, F2, CaC12 2) H2S, O2, Na2S
3) CH4, LiCl, SO2 4) NH3, H2S, CO2
A8. Priroda oksida hemijskog elementa u čijem atomu
raspodjela elektrona po slojevima 2, 8, 5
1) neutralni 2) kiseli
3) amfoterni 4) osnovni
A9. Sve supstance u grupi su kiseli oksidi
1) ZpO, SO2, H2SO3 2) SiO2, Cl2O7, P2O5
3) CO2 Al2O3, Fe2O3 4) Li2O, NO, FeO
A10. Silicijumska kiselina se ne može dobiti reakcijom para
supstance
1) Na2SiO3 i HC1 2) SiO2 i H2O
3) K2SiO3 i H2SO4 4) K2SiO3 i H3PO4
A11 Kiseline se ne mogu dobiti otapanjem par supstanci u vodi
1) SO3, P2O5 2) CO2, SO2
3) SO3, Na2O 4) N2O3, P2O5
A12.Lakmus postaje crven u vodenom rastvoru
1) natrijum oksid 2) vodonik sulfid
3) kalijum hidroksid 4) natrijum hlorid
A13. TO hemijske reakcije supstitucija se odnosi na reakciju čija je jednačina
1) 2N20 = 2N2 + 02
2) Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O
3) NaOH + HC1 = NaS1 + H2O
4) 2H2O + 2Na = 2NaOH +H2
A14. Interakcija između bakar(II) hidroksida i azotna kiselina odnosi se na reakcije:
1) zamjena 2) veza
3) razmena 4) redoks
U 1. Masa 1,5 mola bakar (II) nitrata Cu(NO3)2 je jednaka
1) 125,3g 2) 283g 3) 189g 4) 188g
U 2. Pri sagorevanju 6 g uglja nastao je ugljen monoksid (IV) zapremine od
1) 11,2 l 2) 5,6 l 3) 22,4 l 4) 4,48 l
U 3. Koju masu ima 3 1024 molekula? ugljen-dioksid(ugljen(IV) monoksid)?
1) 220 g 2) 22 g 3) 0,22 g 4) 11,2 g
U 4 . Maseni udio fosfora u fosforovom oksidu (V)
1)22% 2) 43,7% 3) 68% 4) 0,12%
U 5. Iz 120 g 5% rastvora natrijum nitrita upareno je 40 g vode. Maseni udio tvari u nastaloj otopini:
1) 1,25 2) 0,05 3) 0,06 4) 0,075
B6 Do redukcije gvožđa doći će kao rezultat reakcije između
1) gvožđe (III) oksid i ugljenik
2) bakar (II) sulfat i gvožđe
3) gvožđe (II) hlorid i natrijum hidroksid
4) gvožđe i sumpor
U 7. Sa svakom od supstanci čije formule BaC12, Cu(OH)2, Fe će biti u interakciji
1) cink sulfat 2) magnezijum nitrat
3) natrijum hidroksid 4) sumporna kiselina
U 8. Nastajanje vode moguće je interakcijom rastvora supstanci
1) H3PO4 i Ba(OH)2 2) CuC12 i NaOH
3) HNO3 i K3PO4 4) Ca(OH)2 i FeC13
U 9. U skladu sa skraćenom ionskom jednačinom Cu2+ +2OH-=Cu(OH)2, par elektrolita interaguje
1) CuS04 i Fe(OH)2 2) Cu2SO3 i NaOH
3) CuC12 i Ca(OH)2 4) KOH i Cu2S
Peroksid ili vodikov peroksid– kisikovo jedinjenje vodonika (peroksid). Formula: H2O2 Fizička svojstva: Vodonik peroksid je bezbojna sirupasta tečnost, gustine – 1,45 g/cm3 Smatra se da je veoma slab, jer se disocira u vrlo maloj meri: prema stepenu I.
u fazi II:
Hemijska svojstva: pri interakciji koncentrovanog rastvora H2O2 s hidroksidi metala formiraju svoje perokside: Na2O2, CaO, MgO2 itd.
Peroksidi ili peroksidi– to su soli H2O2 koje se sastoje od pozitivno nabijenih metalnih jona i negativno nabijenih O22- jona, elektronska struktura njihovi anjoni su sljedeći:
H2O2 ispoljava redoks svojstva: oksidira supstance čiji standardni elektronski potencijal (E°) ne prelazi 1,776 V; reducira supstance sa E° većim od 0,682 V. Redox svojstva H2O2 objašnjavaju se činjenicom da oksidaciono stanje -1 atoma kiseonika ima srednju vrednost između oksidacionih stanja -2 i 0. Oksidirajuća svojstva su karakterističnija za njega.
H2O2 ovde deluje kao oksidaciono sredstvo.
U tim slučajevima, vodikov peroksid je redukciono sredstvo.
soli H2O2 – peroksidi (peroksidi) takođe imaju redoks svojstva:
Ovdje je Na2O2 redukcijski agens.
Potvrda: u industriji se H2O2 dobija reakcijom razblažene sumporne kiseline sa barijum peroksidom BaO2: H2SO4 (razd.) + BaO2 = BaSO4 + H2O2, a takođe se dobija destilacijom perhidrola u vakuumu koncentrovanom vodikovom peroksidu. Perhidrol– 30% vodeni rastvor H2O2. Oksidirajuća sposobnost i neškodljivost vodikovog peroksida omogućili su njegovu široku upotrebu u mnogim sektorima nacionalne ekonomije: u industriji - za izbjeljivanje tkanina i krzna; u prehrambenoj industriji - za konzerviranje proizvoda; V poljoprivreda– za doradu sjemena, u proizvodnji niza organskih spojeva, na primjer, u proizvodnji glicerina: međuproizvod u proizvodnji glicerina - alilni alkohol CH2 = CH - CH2OH oksidira se sa H2O na glicerol C3H5(OH)3, koristi se u raketnoj tehnici kao jako oksidaciono sredstvo. 3% H2O2 se koristi u farmaciji u medicinske svrhe kao dezinficijens.
STEPEN OKSIDACIJE je naboj koji bi atom u molekuli ili jonu imao da su sve njegove veze s drugim atomima prekinute i da zajednički parovi elektrona idu s više elektronegativnih elemenata.
U kojem od spojeva kisik pokazuje pozitivno oksidacijsko stanje: H2O; H2O2; CO2; OF2?
OF2. U ovom spoju kisik ima oksidacijsko stanje +2
Koja od supstanci je samo redukciono sredstvo: Fe; SO3; Cl2; HNO3?
sumpor oksid (IV) - SO 2
Koji element je u III periodu periodnog sistema D.I. Mendeljejev je, u slobodnom stanju, najjači oksidant: Na; Al; S; Sl2?
Cl hlor
V-dio
Kojim klasama neorganskih jedinjenja pripadaju sledeće supstance: HF, PbO2, Hg2SO4, Ni(OH)2, FeS, Na2CO3?
Kompleksne supstance. Oksidi
Napravite formule za: a) kisele kalijeve soli fosforne kiseline; b) osnovna so cinka ugljične kiseline H2CO3.
Koje supstance se dobijaju interakcijom: a) kiselina sa solima; b) kiseline sa bazama; c) so sa solju; d) baze sa solju? Navedite primjere reakcija.
A) metalni oksidi, metalne soli.
C) soli (samo u rastvoru)
D) nastaju nova so, nerastvorljiva baza i vodonik
S kojom će od sljedećih supstanci reagirati? hlorovodonične kiseline: N2O5, Zn(OH)2, CaO, AgNO3, H3PO4, H2SO4? Zapišite jednadžbe za moguće reakcije.
Zn(OH)2 + 2 HCl = ZnCl + H2O
CaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O
Navedite koja je vrsta oksida bakar oksid i dokažite to pomoću kemijskih reakcija.
Metalni oksid.
Bakar (II) oksid CuO – crni kristali, kristališe u monoklinskom sistemu, gustina 6,51 g/cm3, tačka topljenja 1447°C (pod pritiskom kiseonika). Kada se zagrije na 1100°C, razlaže se u bakar (I) oksid:
4CuO = 2Cu2O + O2.
Ne otapa se u vodi i ne reaguje sa njom. Ima slabo izražena amfoterna svojstva sa prevlašću osnovnih.
U vodenim rastvorima amonijaka formira tetraamin bakar (II) hidroksid:
CuO + 4NH3 + H2O = (OH)2.
Lako reaguje sa razrijeđenim kiselinama i stvara sol i vodu:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
Kada se spoji sa alkalijama formira kuprate:
CuO + 2KOH = K2CuO2 + H2O.
Redukovano vodonikom, ugljičnim monoksidom i aktivni metali do metalnog bakra:
CuO + H2 = Cu + H2O;
CuO + CO = Cu + CO2;
CuO + Mg = Cu + MgO.
Dobija se kalcinacijom bakar (II) hidroksida na 200°C:
Cu(OH)2 = CuO + H2O Priprema bakar (II) oksida i hidroksida
ili tokom oksidacije metala bakra na vazduhu na 400-500°C:
2Cu + O2 = 2CuO.
6. Dopuni jednadžbe reakcije:
Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4+2H2O
Mg(OH)2^- +2H^+ + SO4^2-=Mg^2+ + SO4^2- +2H2O
Mg(OH)2^- +2H^+ = Mg^2+ +2H2O^-
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4+H2O FE=1
H3PO4+2NaOH=Na2HPO4+2H2O FE =1/2
H3PO4+3NaOH=Na3PO4+3H2O FE =1/3
u prvom slučaju 1 mol fosforne kiseline, hm... ekvivalentno 1 protonu... to znači da je faktor ekvivalencije 1
procentualna koncentracija - masa tvari u gramima sadržana u 100 grama otopine. Ako 100 g otopine sadrži 5 g soli, koliko je potrebno za 500 g?
titar - masa tvari u gramima sadržana u 1 ml otopine. 0,3 g je dovoljno za 300 ml.
Ca(OH)2 + H2CO3 = CaO + H2O 2/ karakteristična reakcija- reakcija neutralizacije Ca/OH/2 + H2CO3 = CaCO3 + H2O 3/ reakcija sa kiselim oksidima Ca/OH/2 + CO2 = CaCO3 + H2O 4/ sa kiselim solima Ca/OH/2 + 2KHCO3 = K2CO3 + CaCO3 + 2H2O 5 / alkalije ulaze u reakciju izmjene sa solima. ako se formira talog 2NaOH + CuCl2 = 2NaCl + Cu/OH/2 /talog/ 6/ rastvori alkalija reaguju sa nemetalima, kao i sa aluminijumom ili cinkom. OVR.
Navedite tri načina dobivanja soli. Potvrdite svoj odgovor jednadžbama reakcija
A) Reakcija neutralizacije.. Nakon isparavanja vode dobija se kristalna so. Na primjer:
B) Reakcija baza sa kiselim oksidima(vidi paragraf 8.2). Ovo je također varijanta reakcije neutralizacije:
IN) Reakcija kiselina sa solima. Ova metoda je prikladna, na primjer, ako se formira nerastvorljiva sol i istaloži:
Koje od sljedećih tvari mogu međusobno reagirati: NaOH, H3PO4, Al(OH)3, SO3, H2O, CaO? Potvrdite svoj odgovor jednadžbama reakcija
2 NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
CaO + H2O = Ca(OH)2
Al(OH)3 + NaOH = Na(Al(OH)4) ili NaAlO2 + H2O
SO3 + H2O = H2SO4
VI-dio
Jezgra atoma (protoni, neutroni).
Atom je najmanja čestica hemijskog elementa koja sve zadržava Hemijska svojstva. Atom se sastoji od jezgra, koje ima pozitivan električni naboj, i negativno nabijenih elektrona. Naelektrisanje jezgra bilo kog hemijskog elementa jednako je proizvodu Z i e, gde je Z redni broj ovog elementa u periodnom sistemu hemijskih elemenata, e je vrednost elementarnog električnog naboja.
Protoni- stabilne elementarne čestice koje imaju jedan pozitivan električni naboj i masu 1836 puta veću od mase elektrona. Proton je jezgro atoma najlakšeg elementa, vodonika. Broj protona u jezgru je Z. Neutron- neutralan (bez električnog naboja) elementarna čestica sa masom vrlo bliskom masi protona. Budući da se masa jezgra sastoji od mase protona i neutrona, broj neutrona u jezgru atoma jednak je A - Z, gdje je A maseni broj datog izotopa (vidi. Periodni sistem hemijski elementi). Proton i neutron koji čine jezgro nazivaju se nukleoni. U jezgri, nukleoni su povezani posebnim nuklearnim silama.
Elektroni
Elektron- najmanja čestica tvari s negativnim električnim nabojem e=1,6·10 -19 kulona, uzeta kao elementarni električni naboj. Elektroni, koji rotiraju oko jezgra, nalaze se u elektronskim omotačima K, L, M, itd. K je ljuska najbliža jezgru. Veličina atoma određena je veličinom njegove elektronske ljuske.
Izotopi
Izotop je atom istog kemijskog elementa, čije jezgro ima isti broj protona (pozitivno nabijenih čestica), ali različit broj neutrona, a sam element ima isti atomski broj kao i glavni element. Zbog toga izotopi imaju različite atomske mase.
