Кислоты химия 7 класс: урок 25. Понятие о кислотах — Уроки — 7 класс

Содержание

Урок химии в 7 классе «Химические свойства кислот»

Урок 5.

Тема: Химические свойства кислот.

Цель: формировать знания о важнейших химических свойствах кислот.

Задачи:

Образовательные: восстановить в памяти учащихся первоначальные сведенья о кислота; углубить представление учащихся о кислотах как о целом классе соединений с общими химическими свойствами; рассмотреть суть реакций кислот с металлами, основными оксидами, основаниями и солями; продолжить развитие умений и навыков составления уравнений химических реакций, демонстрирующих химические свойства кислот.

Развивающие: продолжить развитие умений анализировать, сопоставлять, делать выводы, работать самостоятельно.

Воспитательные: воспитывать сознательное отношение к учебному труду, чувство ответственности, развивать интерес к знаниям.

Оборудование и реактивы: спиртовка, пробирки, раствор серной и соляной кислот, образцы металлов (цинк, железо, медь), основный оксид (CuO), свежеприготовленный осадок гидроксида меди (II), растворы солей (хлорид бария, карбонат натрия), индикаторы.

Требования к уровню подготовки учащихся:

Учащиеся должны знать:

Понятия: кислоты, кислотные свойства, индикаторы, реакции замещения, реакции обмена;

Закономерности: взаимодействия кислот с металлами и солями;

Величины:

валентность важнейших кислотных остатков.

Учащиеся должны уметь:

Читать: уравнения реакций с участием кислот;

Определять: типы химических реакций с участием кислот;

Называть: химические свойства кислот;

Составлять: уравнения реакций с участием кислот;

Характеризировать: химические свойства кислот;

Распознавать: растворы кислот с помощью индикаторов.

Тип урока: урок усвоения новых знаний.

Ход урока

1. Организационный момент.

Проверка готовности учащихся к уроку.

На доске отражена тема урока: «Химические свойства кислот».

2. Проверка домашнего задания.

Проводится в форме тестовой работы.

Тест

1. Лимонная, яблочная, щавелевая, муравьиная, молочная, уксусная, соляная – это … .

2. Кислоты – это … .

3. Определите валентность кислотных остатков:

А) HF. Б) H₂CrO₄ . В) H₃BO₃ . Г) HClO₄ . Д) HCN . Е) H

2Cr₂O₇ .

4. Валентность кислотного остатка равна числу атомов … в кислоте.

5. Кислоты можно классифицировать по наличию или отсутствию атомов кислорода в их составе на … и … , по числу атомов водорода на … , … , … .

6. Кислоты меняют окраску лакмуса с … на … , метилового оранжевого с … на … .

7. Лакмус, метиловый оранжевый и фенолфталеин — это … .

8. Из предложенных веществ выберите кислоты:

А) CuSO₄, Б) KH, Б) H₃PO₄, В) NaOH.

9. Из предложенных веществ выберите бескислородную кислоту:

А) HF, Б) KH, Б) H₃PO₄, В) NaOH.

10. Отличить раствор H₂SO₄ от раствора NaOH и воды можно с помощью индикатора. В растворе H₂SO₄:

А) лакмус посинеет; Б) метиловый оранжевый посинеет;

В) метиловый оранжевый покраснеет; Г) фенолфталеин станет малиновым.

Ключ к тесту

1. Кислоты (0,5б).

2. Сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотных остатков (1б).

3. А – 1; Б – 2; В – 3; Г – 1; Д – 1; Е – 2 (3).

4. Водорода (0,5б).

5. Кислородсодержащие и бескислородные; одноосновные, двухосновные, трехосновные (2б).

6. С фиолетового на красный, с оранжевого на красный (1б).

7. Индикаторы (1б).

8. В (0,5б).

9. А (0,5б).

10. В (0,5б).

3. Изучение нового материала.

А теперь мы познакомимся с химическими свойствами кислот. Каждый из вас получил памятку по ТБ при работе с кислотами. Ознакомьтесь с ее положениями.

1. Необходимо наливать в пробирку количество кислоты, которое указано в инструкции.

2. Заполнять пробирку можно только на 1/3 объема.

3. Взбалтывать вещества следует, слегка покачивая пробиркой, при этом не закрывать ее отверстие пальцем.

4.При разбавлении концентрированной серной кислоты выделяется большое количество теплоты. Поэтому смешивать концентрированную кислоту с водой следует с большой осторожностью: надо вливать серную кислоту в воду, а не наоборот. Если вливать воду в серную кислоту, то часть воды за счет выделения теплоты может нагреться до кипения. Кислота начнет разбрызгиваться и может попасть на кожу, в глаза.

5.Концентрированная серная кислота вызывает ожоги. Поэтому попавшую на кожу или ткань кислоту необходимо тотчас стряхнуть, смыть большим количеством воды, а затем раствором питьевой соды и вновь смыть водой.

Одним из общих химических свойств кислот является действие их на индикаторы. Что такое индикаторы? (Вещества, изменяющие окраску в зависимости от среды – кислотной или щелочной) Какие индикаторы вам известны? (Лакмус, метилоранж, фенолфталеин). Посмотрим демонстрационный опыт: в трех химических стаканах находится соляная кислота. Прильем в стаканы индикаторы? Как изменилась окраска растворов? (при добавлении лакмуса и метилоранжа растворы приобрели красную окраску, в случае фенолфталеина видимых изменений не было). Какой вывод можно сделать?

(Кислоты можно обнаружить только с помощью лакмуса и фенолфталеина).

Кислоты вступают в ряд химических реакций, взаимодействуют с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями. Во всех случаях основным продуктом реакции будет соль. Кроме этого, некоторые кислоты способны разлагаться.

1. Взаимодействие кислот с металлами. В три пробирки поместим соответственно цинк, железо, медь. Приливаем одинаковое количество соляной кислоты. Что наблюдаем? (В случае цинка — быстрое выделение пузырьков газа, в случае железа – менее интенсивное выделение газа, в случае меди признаки реакции отсутствуют). Какой вывод можно сделать?

(Не все металлы реагируют с кислотами). Практическим путем учеными было выяснено, какие металлы вытесняют водород из растворов кислот. Таким образом был составлен ряд Н. Н. Бекетова, который сейчас называют электрохимический ряд напряжения металлов. Если металл находится до водорода, то он реагирует с кислотами, если после, то – нет. Запишите соответствующие уравнения реакций:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑ (реакция замещения)

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑ (реакция замещения)

Cu + HCl ≠

2. Взаимодействие кислот с оксидами металлов. В сухую пробирку поместим небольшое количество оксида меди (II), прилейте 2 мл серной кислоты. Осторожно нагреем пробирку, соблюдая правила техники безопасности. Что наблюдаем? (После реакции раствор стал голубого цвета). Составьте уравнение реакции. Какие вещества образуются в результате реакции?

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O (реакция обмена)

3. Взаимодействие кислот с основаниями. К свежеприготовленному гидроксиду меди(II) синего цвета приливаем раствор кислоты до полного растворения осадка. Напишите уравнение химической реакции.

Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O (реакция обмена)

4. Взаимодействие кислот с солями. В две пробирки приливаем соответственно растворы хлорида бария и карбоната натрия. Приливаем в обе пробирки серную кислоту. Что наблюдаем? (Выпадение осадка белого цвета; выделение пузырьков газа). Напишите уравнение химической реакции.

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl (реакция обмена)

Na₂CO₃+H₂SO₄=Na₂SO₄+H₂O+CO₂↑(реакция обмена).

5. Разложение кислот на кислотные оксиды и воду. Известно несколько кислот, которые довольно легко разлагаются на кислотный оксид и воду. Прочитайте материал на 187, пункт 6 учебника. Выпишите в тетрадь химическое уравнение, которое подтверждает это свойство.

4. Закрепление знаний.

Проводится в виде работы у доски. Предложить более сильным учащимся (3) написать уравнения реакций, аналогичные рассмотренным на уроке, и объяснить их.

1. Составьте уравнения реакций:

H₂SO₄+ … = H₂+ … . H₃PO₄+ … = Mg₃(PO₄)₂+ … .

HCl+ … = H₂SO₄+ … . HNO₃+ … = Ca(NO₃)₂+ … .

2. С какими из перечисленных веществ реагирует серная кислота: оксид магния, медь, гидроксид натрия, серебро, карбонат калия, железо? Составьте уравнения возможных реакций.

3. С какими из перечисленных веществ реагирует соляная кислота: ртуть, алюминий, оксид магния, серебро, карбонат натрия? Составьте уравнения возможных реакций.

5. Рефлексия и подведение итогов.

Подводя итоги кратко резюмировать его содержание, перечислить важнейшие термины и понятия, наиболее значимые факты, обращаясь к учащимся со словами: теперь вы знаете, что (как, почему) … или теперь вы умеете…

На этапе рефлексии можно предложить учащимся поделиться своими впечатлениями (дописать предложения, посвященные сегодняшнему уроку).

Сегодня я узнал (а), что …

Я удивился (ась) тому, что …

Мне понравилось на уроке то, что …

Я бы хотел (а), чтобы на уроке …

Два-три человека зачитывают свои впечатления об уроке.

6. Домашнее задание.

&39, задания 2,4.

Таблица кислот | Учебно-методическое пособие по химии (8 класс) на тему:

Молекулярная формула	Название кислоты	Сила	Кислотный остаток и его заряд	Название солей	Соответствующие оксиды
HCl	соляная или хлороводородная	сильная	-Cl-	хлориды	—
h3 S	сероводородная	слабая	-HS- =S2 —	гидросульфиды сульфиды	—
HI	йодоводородная	слабая	I (I)	йодид	—
HBr	бромоводородная	слабая	Br (I)	бромид	—
HF	фтороводородная (плавиковая)	слабая	F (I)	фторид	—
h3SO4	серная	сильная	-h3SO4 — =SO4 2 —	гидросульфаты сульфаты	SO3
h3SO3	сернистая	слабая	-HSO3 — =SO3 2 —	гидросульфиты сульфиты	SO2
HNO3	азотная	сильная	-NO3 —	нитраты	N2O5
HNO2	азотистая	слабая	-NO2 —	нитриты	N2O3
h3SiO3	кремниевая	слабая	=SiO3 2 —	силикаты	SiO2
h3CO3	угольная	слабая	-HCO3 — =CO3 2 —	гидрокарбониты карбонаты	CO2
h4PO4	фосфорная (ортофосфорная)	слабая	-h3PO4 — =HPO4 2 — =PO4 3 —	дигидрофосфаты гидрофосфаты фосфаты	P2O5
Ch4COOH	уксусная	слабая	Ch4COOH-	ацетаты	—
HClO4	хлорная	сильная	ClO4 (I)	перхлорат	Cl2O7 оксид хлора (VII )
HClO3	хлорноватая	слабая	ClO3 (I)	хлорат	Cl2O5 оксид хлора (V)
HClO2	хлористая	слабая	ClO2 (I)	хлорит	Cl2O3 оксид хлора (III)
HClO	хлорноватистая	сильная	ClO (I)	гипохлорит	Cl2O оксид хлора (I)
HMnO4	марганцевая	слабая	MnO4 (I)	перманганат	Mn2O7 оксид марганца (VII )

Сильные и слабые кислоты — список с названиями, формулами, описанием и свойствами

На сильные и слабые эти субстанции подразделяются в зависимости от возможности отдавать ионы водорода во время взаимодействия с металлами.

Общие свойства

Все кислоты содержат атомы водорода, которые способны вступать в реакцию. Таким образом, кислота представляет собой сложное вещество, молекулы которого состоят из разного количества атомов водорода и кислотного остатка. Эти соединения обладают кислым и зачастую слегка металлическим вкусом. При контакте с ними индикаторы приобретают другой оттенок вплоть до кардинальной смены цвета.

Химические свойства, являющиеся общими для всех кислот:

Все вещества, содержащие кислород, в процессе разложения образуют воду и кислотный оксид.
Бескислородные соединения распадаются на простые элементы.
Окислители вступают в реакцию со всеми расположенными слева от H металлами из ряда активности.
Кислоты взаимодействуют с солями, образованными более слабым соединением.

Физические свойства веществ могут кардинально отличаться. Например, одни из них имеют запах, у других он отсутствует совершенно.

Кислоты могут быть жидкими, газообразными и твёрдыми. К твёрдым соединениям относятся, например, C2h304 и h4BO3.

Концентрация вещества

Зачастую химикам приходится решать задачи на определение количества чистой кислоты, находящейся в растворе, в процентах. В таких случаях искомым значением является концентрация.

Это величина, позволяющая определять количественный состав жидкого химического вещества. К примеру, для того, чтобы узнать, сколько чистой серной кислоты находится в разбавленном растворе, необходимо небольшое количество смеси налить в мерный стакан, взвесить и определить искомое значение по таблице плотности. Указанная таблица используется при вычислениях, так как плотность неразрывно связана с концентрацией.

Основная классификация

Чаще всего кислые вещества разделяют на кислородосодержащие и бескислородные. Состав последних соединений отличается тем, что в них нет кислорода, но есть водород. В связи с этим их названия всегда дополнены словом «водородная». Например, хлороводородная, сероводородная.

Кроме того, кислоты имеют классификацию по количеству атомов водорода.

Так, они подразделяются на следующие типы:

одноосновные;
двухосновные;
трехосновные.

Но также существуют органические кислоты, то есть органические вещества, которые проявляют свойства, присущие кислотным соединениям. Из них наиболее известны уксусная, щавелевая, муравьиная, лимонная, молочная и яблочная.

Все кислые вещества и основания подразделяются на сильные и слабые. Но необходимо понять, что эти понятия никак не связаны с концентрацией соединений. Сила кислоты определяется её способностью вступать в химическую реакцию, отдавая водородные ионы.

Так, вещество считается сильным, если этот процесс проходит легко.

Сильные и слабые реагенты

Если реагент в водном растворе полностью распадается на ионы, то есть диссоциирует, то оно является сильным, поскольку слабые химические соединения никогда не растворяются до конца.

Кроме того, отличить слабую кислоту можно посредством измерения её проводимости. Сильные соединения являются хорошими электролитами. Сильные основания при попадании в воду также распадаются. Следует отметить, что основания также называют гидроксидами или гидроокисями.

Существует специальные перечни слабых и сильных кислот и оснований. Таблица, приведённая ниже, также может использоваться для классификации реагентов.

Сильная кислота	Слабая кислота	Сильное основание	Слабое основание
HCI соляная или хлороводородная	HF фтороводородная	NaOH гидроокись натрия	Mg(OH)2 гидроокись магния
HBr бромоводородная	Ch4COOH уксусная	KOH гидроокись калия	Fe(OH)2 гидроокись железа (II)
HI йодоводородная	h3SO3 сернистая	Ca(OH)2 гидроокись кальция	Zn(OH)2 гидроокись цинка
HNO3 азотная	h3S сероводородная	Ba(OH)2 гидроокись бария	Nh5OH гидроокись аммония
HClO4 хлорная	HNO2 азотистая	LiOH гидроокись лития	Fe(OH)3 гидроокись железа (III)
h3SO4 серная	h3SiO3 кремниевая

А также следует отметить, что кислородсодержащая угольная (h3CO3) и ортофосфорная (h4PO4) или фосфорная кислоты — слабые. К сильным же необходимо добавить хромовую, которая является средней по силе.

Кроме того, нужно учитывать, что современная химия позволяет учёным создавать новые соединения. В связи с этим список кислот, как сильных, так и слабых, постоянно пополняется.

Химические реакции

При соединении сильной кислоты с таким же основанием получится нейтральный раствор. Произошедшая в этом случае химическая реакция называется нейтрализацией. Если же заменить основание на слабое, то полностью диссоциирует только кислое вещество.

Второй компонент не распадается на ионы полностью.

Слабое основание лишь незначительно вступает в реакцию со слабой кислотой.

Когда кислотное соединение реагирует с сильным основанием, то первый реагент проходит частичную диссоциацию, второй же полностью диссоциирует.

Полученный в результате раствор обладает слабыми свойствами основания.

Водородный показатель

При проведении диссоциирующих реакций важно правильно определить уровень кислотности воды. Для его количественного выражения применяется величина pH, называющаяся силой, весом или потенциалом водорода. Она позволяет измерить активность ионов водорода. Если уровень pH превышает 7, то у вещества присутствуют кислотные свойства, если же этот показатель меньше 7, то свойства являются основными.

Способы определения

Результаты химических реакций, в которых участвует любое вещество, напрямую зависят от уровня его кислотности. А потому химики всегда измеряют этот показатель.

Существует несколько методов определения pH:

Инструментальный способ. В этом случае применяется pH-метр. Этот прибор трансформирует концентрацию протонов в какой-либо жидкости в электрический сигнал.
Индикаторы. Это вещества, изменяющие оттенок цвет в зависимости от показателя pH. Использование различных индикаторов позволяет получить довольно точные данные об уровне кислотности.
Соль. Соль представляет собой соединение ионов, которое полностью диссоциирует в слабом водном растворе. Для определения кислотно-щелочных свойств соляного раствора, прежде всего, нужно установить и изучить свойства ионов, находящиеся в растворе.

Буферный раствор

Буферным раствором называется вещество, отличающееся наличием постоянной концентрации ионов водорода.

При добавлении сильной кислоты или такого же основания в небольших дозах эти растворы сохраняют изначальный уровень кислотности.

Для приготовления такой смеси нужно смешать слабое кислое вещество или основание с соответствующей солью.

При изготовлении буферного раствора необходимо учитывать следующие факторы:

Интервал уровня кислотности, в котором вещество станет эффективным.
Ёмкость раствора, то есть какой объём сильного кислотного соединения или основания можно добавить в смесь, не изменив её pH.
При соединении веществ не должно быть реакций, способных повлиять на состав раствора.

Самые опасные кислотные соединения

На сегодняшний день самой сильной кислотой в мире считается пентафторид сурьмы фтористоводородной кислоты. Её химическая формула — HFSbF5. Не существует точных данных об активности этого соединения, но установлено, что его 55-процентный раствор почти в миллион раз сильнее концентрированной серной кислоты.

Следующим по силе является карборановое кислотное соединение. Это вещество разрешается хранить только в специальной ёмкости. Она также во много раз опаснее серной и растворяет даже стекло.

Ещё одной суперкислотой является плавиковая. Она не имеет цвета и, подобно предыдущему веществу, способна разъедать стекло. Для перевозки этого едкого соединения применяют полиэтилен. Вещество прекрасно вступает в реакцию с большинством металлов, но не взаимодействует с парафином. Соединение токсично, даже его пары опасны для здоровья. Кислота обладает эффектом наркотика.

Самое известное сильное вещество — серная кислота. Из-за больших производственных объёмов некоторые химики считают именно её самой опасной в мире. По мере того как увеличивается концентрация реагента, растёт и его опасность для здоровья человека, хотя даже растворы серного кислотного соединения могут нанести серьёзный вред. Это вещество окисляет металлы и является крайне едким, даже пары реагента очень опасны. При контакте происходит поражение кожи и слизистых оболочек, органов дыхания, а также внутренних органов человека.

Часто используемая в быту муравьиная кислота тоже относится к ядовитым химикатам. Эта ситуация объясняется тем, что опасность возникает только при высокой концентрации вещества. В обычных условиях оно бесцветно, легко образует водные растворы, а также успешно растворяется в ацетоне.

При концентрации меньше 10% реагент вызывает только раздражение. Если же этот показатель повышен, то соединение может разъесть ткани и множество других веществ. Его пары повреждают глаза, слизистые оболочки и дыхательные пути. При попадании внутрь организма наступает серьёзное отравление. Но в минимальных концентрациях реагент успешно перерабатывается и выводится из организма. В небольших дозах оно присутствует во фруктах, выделениях насекомых, крапиве.

Мощным ядом является азотная кислота. В разных пропорциях она прекрасно смешивается с водой. Реагент крайне опасен для человека. Его пары наносят серьёзный вред органам дыхания и слизистым оболочкам. Кожный покров при попадании кислоты становится жёлтым, на нём остаются язвы. Пострадавшие места требуют длительного восстановительного процесса.

При воздействии высокой температуры или света азотная кислота распадается, превращаясь в довольно токсичный газ. У вещества не возникает химической реакции со стеклом, а потому этот материал применяют для хранения реагента. Создателем ядовитого соединения является алхимик Джабир.

Кривые титрования

Кривые титрования представляют собой график зависимости параметра вещества, который связан с концентрацией реагента, подвергающегося титрованию, титранта или продукта химической реакции, от степени протекания процесса. Если проходит кислотно-основная реакция, то показателем концентрации каждого её участка является уровень рН.

Существуют теоретические и экспериментальные кривые. Теоретические используются для того, чтобы обосновать выбор индикатора. Их расчёт осуществляется по уравнению реакции и данным об исходной концентрации соединений, вступающих в реакцию. Экспериментальные кривые позволяют определить точки эквивалентности. Их получают путём измерения одного из свойств системы в процессе титрования.

Протекание и результат химических реакций, в которые вступает любая кислота, напрямую зависят от того, является это вещество сильным или слабым. В специальных химических таблицах приведены наименования самых распространённых соединений, что позволяет безошибочно определить силу реагента.

Таблица названий (наименований) кислот и их солей.

Навигация по справочнику TehTab.ru: главная страница / / Техническая информация / / Химический справочник / / «Химический алфавит (словарь)» — названия, сокращения, приставки, обозначения веществ и соединений. / / Таблица названий (наименований) кислот и их солей.

Таблица названий (наименований) кислот и их солей.

Формула кислоты	Название кислоты	Название соответствующей соли
HAlO₂	Метаалюминиевая	Метаалюминат
HBO₂	Метаборная	Метаборат
h4BO₃	Ортоборная	Ортоборат
HBr	Бромоводородная	Бромид
HCOOH	Муравьиная	Формиат
HCN	Циановодородная	Цианид
H₂CO₃	Угольная	Карбонат
H₂C₂O₄	Щавелевая	Оксолат
H₄C₂O₂ (CH₃COOH)	Уксусная	Ацетат
HCl	Хлороводородная	Хлорид
HClO	Хлорноватистая	Гипохлорит
HClO₂	Хлористая	Хлорит
HClO₃	Хлорноватая	Хлорат
HClO₄	Хлорная	Перхлорат
HCrO₂	Метахромистая	Метахромит
HCrO₄	Хромовая	Хромат
HCr₂O₇	Двухромовая	Дихромат
HI	Иодоводородная	Иодид
HMnO₄	Марганцевая	Перманганат
H₂MnO₄	Марганцовистая	Манганат
H₂MoO₄	Молибденовая	Молибдат
HNO₂	Азотистая	Нитрит
HNO₃	Азотная	Нитрат
HPO₃	Метафосфорная	Метафосфат
HPO₄	Ортофосфорная	Ортофосфат
H₄P₂O₇	Двуфосфорная (Пирофосфорная)	Дифосфат (Пирофосфат)
H₃PO₃	Фосфористая	Фосфит
H₃PO₂	Фосфорноватистая	Гипофосфит
H₂S	Сероводородная	Сульфид
H₂SO₃	Сернистая	Сульфит
H₂SO₄	Серная	Сульфат
H₂S₂O₃	Тиосерная	Тиосульфат
H₂Se	Селеноводородная	Селенид
H₂SiO₃	Кремниевая	Силикат
HVO₃	Ванадиевая	Ванадат
H₂WO₄	Вольфрамовая	Вольфрамат

Нашли ошибку? Есть дополнения? Напишите нам об этом, указав ссылку на страницу.

TehTab.ru

Реклама, сотрудничество: [email protected]

Обращаем ваше внимание на то, что данный интернет-сайт носит исключительно информационный характер. Информация, представленная на сайте, не является официальной и предоставлена только в целях ознакомления. Все риски за использование информаци с сайта посетители берут на себя. Проект TehTab.ru является некоммерческим, не поддерживается никакими политическими партиями и иностранными организациями.

Олимпиада по химии 7-8 классы ответы и задания для пригласительного этапа 27 апреля 2020

Ответы и задания для 7-8 классов олимпиады по химии пригласительный школьный этап всероссийской школьной олимпиады (ВОШ), официальная дата проведения олимпиады в режиме онлайн: 27.04.2020 (27 апреля 2020 год).

Ссылка для скачивания всех ответов (на все задания) для 7-10 классов: скачать

Ответы и задания 7 класс пригласительный этап по химии 2020-2021:

№ 1. При испарении какой воды не остаётся твёрдого остатка?
— речной
— морской
— колодезной
— дождевой (верно)

№ 2. Для засолки огурцов одну столовую ложку поваренной соли растворяют в одном литре воды. Какова массовая доля поваренной соли в этом растворе, если столовая ложка вмещает 16 г соли?
— 1,57% (верно)
— 1,60%
— 13,4%
— 16,0%

№ 3. Какое вещество является простым и не имеет цветной окраски?
— золото
— иод
— алмаз (верно)
— медь
— перекись водорода
— медный купорос

№ 4. Какой элемент 2-го периода образует больше всего оксидов?
В ответе укажите его химический символ. Ответ: N

№ 5. Лунный грунт содержит в среднем 46% кислорода и 20% кремния по массе. Сколько атомов кислорода приходится на один атом кремния на поверхности Луны? Ответ округлите до ближайшего целого числа. Ответ: 4

№ 6. В шкафу нашли бутылку с неизвестной жидкостью. При действии на неё пищевой соды происходит «шипение». Что может представлять собой эта жидкость? Укажите все правильные ответы.
— уксусная кислота (верно)
— сахарный сироп
— раствор лимонной кислоты (верно)
— раствор поваренной соли
— раствор мыла

Ответы и задания 8 класс пригласительный этап по химии 2020-2021:

№ 1. Какой из перечисленных неметаллов образует наибольшее число водородных соединений?
— C (верно)
— N
— O
— F
— S
— Cl

№ 2. Частица, состоящая из атомов серебра, в 144 раза тяжелее атома углерода. Сколько атомов входит в состав частицы? Ответ: 16

№ 3. В соединении, состоящем из двух элементов, число атомов X в 4 раза больше числа атомов Y, при этом на 19 массовых частей X приходится 3 массовые части Y. Определите формулу соединения и запишите её в ответ (например, CaCl2). Ответ: CF4

№ 4. Одно и то же количество вещества металла реагирует с 1,68 г кислорода и 26,67 г галогена. Определите галоген, если известно, что валентность металла в оксиде и галогениде одна и та же. В ответе запишите химический символ галогена. Ответ: I

№ 5. В реакциях с какими из перечисленных веществ разбавленная серная кислота играет роль окислителя?
— Zn (верно)
— ZnO
— MgCO3
— Mg(OH)2
— NaH (верно)
— Nh4

№ 6. При действии соляной кислоты на твёрдую соль выделился газ. Какие анионы могли входить в состав соли? Приведите все правильные ответы.
— SO2–4
— F–
— SO2–3 (верно)
— HCO–3 (верно)
— SiO2–3
— MnO–4 (верно)

Ссылка для скачивания всех ответов (на все задания) для 7-10 классов: скачать

* ВОШ (официальные материалы)

Полный список кислот — EndMemo

Полный список неорганических кислот

Формула

Название кислоты

Название соли

Формула

Название кислоты

Название соли

h3SO3

Серная кислота

Сульфит

h3SO4

Серная кислота

Сульфат

h3SO2

Гипосерная кислота

Гипосульфит

h3SO5

Персерная кислота

Персульфат

h3S2O7

Пиросерная кислота

Пиросульфат

h3S2O5

Серная кислота

Дисульфит

h3S2O4

Дитионовая кислота

Дитионит

h3S4O6

Тетратионовая кислота

Тетратионат

h3S2O2

Тиосерная кислота

Тиосульфит

h3S

Сероводородная кислота

Гидросульфат

h3S2O8

Пероксидисерная кислота

Пероксидисульфат

HClO4

Хлорная кислота

Перхлорат

HCl

Соляная кислота

Гидрохлорат

HClO

Хлорноватистая кислота

Гипохлорит

HClO2

Хлористая кислота

Хлорит

HClO3

Хлорная кислота

Хлорат

HNO

Азотистая кислота

Гипонитрит

HNO2

Азотистая кислота

Нитрит

HNO3

Азотная кислота

Нитрат

HNO4

Азотная кислота

Пернитрат

h3CO2

Углеродистая кислота

Карбонит

h3CO3

Угольная кислота

Карбонат

h3CO

Гипоуглеродистая кислота

Гипокарбонит

h3CO4

Перкарбоновая кислота

Перкарбонат

h3C2O4

Щавелевая кислота

Оксалат

Ch4COOH

Уксусная кислота

Ацетат

h4PO4

Фосфорная кислота

Фосфат

h4PO3

Фосфорная кислота

Фосфит

h4PO2

Гипофосфорная кислота

Гипофосфит

h4PO5

Перфосфорная кислота

Перфосфат

h5P2O6

Гипофосфорная кислота

Гипофосфат

h5P2O7

Пирофосфорная кислота

Пирофосфат

h4P

Фосфорная кислота

Гидрофосфат

HBr

Бромистоводородная кислота

Гидробромат

HBrO2

Бромистая кислота

Бромит

HBrO3

Бромная кислота

Бромат

HBrO

Бромистоводородная кислота

Гипобромит

HIO

Гипойодистая кислота

Гипойодит

HIO2

Йодистая кислота

Йодит

HIO3

Йодная кислота

Йодат

HIO4

Периодическая кислота

Периодат

Иодоводородная кислота

Гидроиодат

HFO2

Фтористая кислота

Флюорит

HFO3

Плавиковая кислота

Фторат

HFO

Гипофтористая кислота

Гипофторит

HFO4

Пефтористая кислота

Перфторат

Плавиковая кислота

Гидрофторированная кислота

h3CrO4

Хромовая кислота

Хромат

h3CrO3

Хромовая кислота

Хромит

h3CrO2

Гипохромная кислота

Гипохромит

h3CrO5

Перхромовая кислота

Перхромат

h3Se

Гидроселеновая кислота

Гидроселенат

h3SeO4

Селеновая кислота

Селенат

h3SeO3

Селеновая кислота

Селенит

HN3

Азотно-азотная кислота

Гидронитрат

h4BO3

Борная кислота

Борат

h3MoO4

Молибденовая кислота

Молибдат

h5XeO6

Перксеновая кислота

Перксенат

h3SiF6

Кремнефтористоводородная кислота

Кремнийфторант

H6TeO6

Теллуровая кислота

Теллурат

h3TeO3

Теллуритная кислота

Теллурит

h3WO4

Вольфрамовая кислота

Вольфрамат

h3XeO4

Ксеновая кислота

Ксенат

C6H8O7

Лимонная кислота

Цитрат

HCOOH

Муравьиная кислота

Формиат

h5Sb2O7

Пироантимоновая кислота

Пироантимонат

HMnO4

Пермангановая кислота

Перманганат

h3MnO4

Марганцевая кислота

Манганат

HSbO3

Сурьма

Антимонат

h4SbO3

Антимоновая кислота

Антимонит

h3SiO3

Кремниевая кислота

Силикат

h3TiO3

Титановая кислота

Титанат

h4AsO4

Мышьяковая кислота

Арсенат

HTcO4

Пертехнетическая кислота

Пертехнетат

h4As

Мышьяковистая кислота

Гидроарсенат

h3Cr2O7

Дихромовая кислота

Дихромат

h3B4O7

Тетраборная кислота

Тетраборат

h3SnO3

Метастановая кислота

Метастаннат

h3C2O2

Гипооксалиновая кислота

Гипооксалит

h4 [F3 (CN) 6]

Феррициановая кислота

Феррицианат

HCNO

Циановая кислота

Цианат

h3SiO2

Кремнистая кислота

Силицит

HCN

Синильная кислота

Гидроцианат

HSCN

Тиоциановая кислота

Тиоцианат

h3UO4

Урановая кислота

Уранат

h3U2O7

Диурановая кислота

Диуранат

Список общих органических кислот

Формула

Название кислоты

Название соли

Формула

Название кислоты

Название соли

Ch3 (COOH) 2

Малоновая кислота

Малонат

h3C6H6O7

Лимонная кислота

Цитрат

h3C4h5O6

Винная кислота

Тартартат

HC5H8NO4

Глутаминовая кислота

Глутамат

h3C8h5O4

Фталевая кислота

Фталат

h3C9h24O4

Азелаиновая кислота

Азелат

HC4h4N2O3

Барбитуровая кислота

Барбитурат

HC14h21O3

Бензиловая кислота

Бензилат

C9H8O2

Коричная кислота

Корица

C4h5O4

Фумаровая кислота

Фумарат

C5H8O4

Глутаровая кислота

Глутарат

C6h22O7

Глюконовая кислота

Глюконат

C5h21COOH

Гексановая кислота

Гексаноат

HC3H5O3

Молочная кислота

Лактат

h3C4h5O5

Яблочная кислота

Малат

HC18h43O2

Олеиновая кислота

Олеат

C19h29N7O6

Фолиевая кислота

Фолат

HC2COOH

Пропиоловая кислота

Пропиолат

Ch4Ch3COOH

Пропионовая кислота

Пропионат

C19h24O3

Розоловая кислота

C17h45COOH

Стеариновая кислота

Стеарат

C76H53O46

Дубильная кислота

Таннат

C2HF3O2

Трифторуксусная кислота

h3C5h3N4O3

Мочевая кислота

Ураты

HC6H7O6

Аскорбиновая кислота

Аскорбат

HC7H5O5

Галловая кислота

Галлат

HC9H7O4

Ацетилсалициловая кислота

Ch4COOH

Уксусная кислота

Ацетат

6, 7 и 8 классы | Наука | Средняя школа | Химия

Эта викторина по естествознанию называется «Химия — кислоты и основания» и написана учителями, чтобы помочь вам, если вы изучаете этот предмет в средней школе.Обучающие викторины — отличный способ узнать, что вы в 6, 7 или 8 классе — в возрасте от 11 до 14 лет.

Игра в эту викторину и более 3500 других, которые помогут вам школьная работа. Вы можете подписаться на странице Присоединяйтесь к нам

Вы когда-нибудь задумывались, почему некоторые вещи действительно кислые? Все это связано с уровнем кислоты в продуктах и степенью их нейтрализации оснований.

Слово кислота происходит от латинского слова acere , что означает «кислый».«Сама по себе кислота — это коррозионный металл. Однако в пищевых продуктах при смешивании с различными основаниями его вредное воздействие уменьшается, даже устраняется и остается только кислый вкус. Чтобы проверить, содержит ли пищевое соединение кислоты, используют кусочек лакмусовой бумаги, погружая лакмус в соединения. Если лакмусовая бумажка станет красной, соединение содержит кислоты.

Основания в продуктах могут казаться скользкими. Они помогают уменьшить количество кислот, содержащихся в пище. При тестировании на основы лакмусовая бумага станет синей.

В 17 веке ирландский химик по имени Роберт Бойл первым обозначил вещества как кислоты или основания. Он на самом деле называл основания щелочами .

В конце 1800-х годов шведский ученый Сванте Аррениус считал, что вода может растворять кислотные соединения. При добавлении воды отдельные ионы отделяются, тем самым ослабляя коррозионную способность кислоты. Ионы представляют собой атом или молекулу, которые приобрели электрический заряд.Они приобретают этот заряд, теряя или приобретая электроны.

Аррениус полагал, что кислотные соединения содержат водород, такой как соляная кислота или HCl. Кроме того, он считал, что основания при растворении в воде выделяют ионы гидроксида (OH ^—) или отрицательный заряд. Примером основания может быть гидроксид натрия (NaOH), также известный как поваренная соль. Наконец, Аррениус смог определить, что все кислоты выделяют H ⁺ (ион водорода с положительным зарядом) в растворы, а все основания выделяют OH ^—.Таким образом, концепция, согласно которой основания могут ослаблять кислоты, известна как нейтрализация .

Как работает нейтрализация ? Поскольку кислоты выделяют H ⁺, а основания высвобождают OH ^—, когда их смешивают вместе, вы получите H ₂ O, который представляет собой простую воду. Смесь этих двух веществ всегда будет давать воду вместе с солью (NaCl).

В 1909 году датский биохимик Сорен Соренсен разработал способ определения степени кислотности. Этот тест был основан на шкале, известной как шкала pH .Шкала pH варьируется от 0 до 14. Вещества, которые проверяют от 0 до чуть ниже 7, являются кислотами, а вещества, которые тестируют чуть выше 7 и до 14, являются основаниями. Вещества, которые проверяются прямо на 7, называются нейтральными веществами.

Примеры веществ и их уровней pH :

Желудочная кислота имеет уровень pH 1
Лимонный сок имеет уровень pH 2
Сода имеет уровень pH 4
Дождевая вода имеет уровень pH 5
Молоко имеет уровень pH 6
Чистая питьевая вода имеет уровень pH 7
Яичный белок имеет уровень pH 8
Пищевая сода имеет уровень pH 9
Антацид Tums® имеет уровень pH 10
Драно имеет уровень pH 13
Гидроксид натрия (NaOH) имеет уровень pH 14

Наконец, в 1923 году два разных ученых (Йоханнес Бренстед, датчанин, и Томас Лоури, англичанин) расширили теории, введенные Аррениусом относительно кислот и оснований.Они считали, что любое вещество, имеющее ион водорода (H ⁺), было кислотой. Эти кислотные вещества (то есть вещества, дарившие положительный ион водорода) часто назывались донорами протонов и . Это было получено, потому что, когда электроны удаляются из водорода, конечным продуктом является протон.

Согласно Бренстеду и Лоури, как кислоты, так и основания связаны с величиной концентрации ионов водорода. Кислоты увеличивают концентрацию ионов водорода, а основания уменьшают концентрацию ионов водорода.

Итак, в следующий раз, когда вы попробуете что-то кислое на вкус, вы узнаете, что степень кислинки напрямую зависит от уровня кислоты, содержащейся в пище.

Теперь, когда вы немного узнали о пищевых кислотах и щелочах, давайте посмотрим, на сколько из следующих десяти вопросов вы можете правильно ответить.

Кислоты, основания и шкала pH

Убедитесь, что в вашем браузере включен JavaScript. Если вы оставите отключенным JavaScript, вы получите доступ только к части предоставляемого нами контента.Вот как.

Что значит для раствора быть кислым или основным (щелочным)?

Это все связано с ионами водорода (сокращенно с химическим символом H ⁺). В воде (H ₂ O) небольшое количество молекул диссоциирует (расщепляется). Некоторые молекулы воды теряют водород и становятся ионами гидроксида (OH ^—). «Потерянные» ионы водорода соединяются с молекулами воды с образованием ионов гидроксония (H ₃ O ⁺).Для простоты ионы гидроксония обозначаются как ионы водорода H ⁺. В чистой воде одинаковое количество ионов водорода и гидроксид-ионов. Раствор не является ни кислотным, ни основным.

Кислота — это вещество, которое отдает ионы водорода. Из-за этого, когда кислота растворяется в воде, баланс между ионами водорода и гидроксид-ионами смещается. Теперь в растворе больше ионов водорода, чем гидроксид-ионов. Такой раствор кислый.

A base — это вещество, которое принимает ионы водорода. Когда основание растворяется в воде, баланс между ионами водорода и гидроксид-ионами смещается в противоположную сторону. Поскольку основа «впитывает» ионы водорода, в результате получается раствор с большим количеством гидроксид-ионов, чем ионов водорода. Это щелочной раствор.

Кислотность и щелочность измеряются с помощью логарифмической шкалы pH . Вот почему: сильнокислый раствор может содержать в сто миллионов миллионов или сто триллионов (10000000000000000) раз больше ионов водорода, чем сильно щелочной раствор! Обратной стороной, конечно же, является то, что сильно щелочной раствор может иметь в 100000000000000 раз больше гидроксид-ионов, чем сильнокислый раствор.Более того, концентрации ионов водорода и гидроксид-иона в повседневных растворах могут варьироваться во всем этом диапазоне.

Чтобы легче было иметь дело с этими большими числами, ученые используют логарифмическую шкалу , шкалу pH. Каждое изменение шкалы pH на одну единицу соответствует десятикратному изменению концентрации ионов водорода. Шкала pH теоретически открытая, но большинство значений pH находятся в диапазоне от 0 до 14. Намного проще использовать логарифмическую шкалу, вместо того, чтобы всегда записывать все эти нули! Кстати, обратите внимание, как сто миллионов миллионов — это единица с четырнадцатью нулями после нее? Это не совпадение, это логарифмы!

Точнее, pH — это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода:

pH = −log [H ⁺]

Квадратные скобки вокруг H ⁺ для химика автоматически означают «концентрацию».Уравнение означает именно то, что мы сказали ранее: на каждую единицу изменения pH концентрация ионов водорода изменяется в десять раз. Чистая вода имеет нейтральный pH 7. Значения pH ниже 7 являются кислыми, а значения pH выше 7 — щелочными (основными). В таблице 1 приведены примеры веществ с разными значениями pH (Decelles, 2002; Environment Canada, 2002; EPA, дата неизвестна).

Значение pH	H ⁺ Концентрация относительно чистой воды	Пример
0	10 000 000	кислотный аккумулятор
1	1 000 000	желудочная кислота
2	100 000	лимонный сок, уксус
3	10 000	апельсиновый сок, газированная вода
4	1 000	томатный сок, кислотный дождь
5	100	черный кофе, бананы
6	10	моча, молоко
7	1	чистая вода
8	0.1	морская вода, яйца
9	0,01	пищевая сода
10	0,001	Great Salt Lake, магнезиальное молоко
11	0,000 1	раствор аммиака
12	0,000 01	мыльная вода
13	0.000 001	отбеливатель, средство для чистки духовки
14	0,000 000 1	очиститель слива жидкости

Таблица 1. Шкала pH: некоторые примеры

Как измерить pH раствора?

pH жидкости или раствора часто является важной информацией в науке. Измерение pH может быть выполнено просто и быстро с помощью тестовой бумаги pH , индикаторных палочек pH или pH-метра .Бумага для проверки pH и индикаторные палочки — это кусочки бумаги или более жесткие палочки, которые содержат индикаторов pH (химические вещества, которые меняют цвет в зависимости от того, насколько кислым или щелочным является раствор). Для измерения pH в жидкость погружают кусок тестовой бумаги pH или индикаторную палочку. Затем цвет окунутой бумаги / карандаша подбирается в соответствии с цветовым ключом, который поставляется с контейнером с бумагой для тестирования pH или индикаторными полосками. Каждый цвет на кнопке соответствует разному pH. Пример использованной индикаторной палочки pH и соответствующей цветовой кнопки показан ниже на Рисунке 1.pH-метры — это электронные устройства, которые используются для измерения pH. Они состоят из зонда, погруженного в раствор, и цифрового считывающего устройства. pH-метры даже более точны, чем тестовая бумага для pH или индикаторные палочки. В таблице 2 ниже показано, какие типы устройств для измерения pH лучше всего подходят для различных приложений в научных проектах, а также предлагается быстрая ссылка на покупку различных бумаг для измерения pH и индикаторных палочек.

Рисунок 1.Тестовая бумага pH (не показана) и индикаторные палочки pH (показаны здесь) погружаются в раствор, затем сопоставляются с цветовой клавишей для определения концентрации раствора. приблизительный pH (Michael Krahe, 2005).

Арт.	pH Обнаружение Диапазон	Интервалы обнаружения	Попробовать приобрести	Научный проект Совместимость
Индикаторная палочка с широким диапазоном значений	0-14	1	Hydrion (9800) Spectral 0-14 Пластиковая pH-полоска	Подходит для большинства проектов начального уровня, когда цель состоит в том, чтобы просто выяснить, является ли что-то кислым или основным.
Тестовая бумага для широкого диапазона pH	1-14	1	Диспенсер Hydrion S / R 1.0-14.0
Тестовая бумага для короткого диапазона pH	0,0 — 6,0	0,5	Диспенсер Hydrion S / R 0,0-6,0	Подходит для проектов среднего уровня, где целью является наблюдение за медленным изменением pH раствора. Например, ферментация продуктов.
Тестовая бумага для короткого диапазона pH	6,5 — 13,0	0,5	Диспенсер Hydrion S / R 6.5-13.0
Тестовая бумага для измерения pH в микродиапазоне	2,9 — 5,2	0,2 / 0,3	Hydrion MicroFine Disp. 2,9-5,2	Подходит для более сложных исследований, цель которых — найти решение в узком диапазоне. Например, ассортимент, подходящий для водных организмов.
Тестовая бумага для измерения pH в микродиапазоне	5,5 -8,0	0,2 / 0,3	Hydrion MicroFine Disp. 5,5-8,0
Тестовая бумага для измерения pH в микродиапазоне	7,9 — 9,7	0,3	Hydrion MicroFine Disp. 7,9-9,7
Тестовая бумага pH	9,2 — 10,6	0,2 / 0,3	Hydrion MicroFine Disp.9,2-10,6
pH-метры	0-14	0,1 или меньше в зависимости от счетчика	Высококачественные pH-метры могут быть дорогими. Мы рекомендуем перед покупкой проверить, есть ли такой в вашей местной химической лаборатории в средней школе. Доступны различные модели от Amazon.com.	Подходит для более сложных исследований, в которых значение составляет pH раствора.Например, при создании буферов для биотехнологического проекта.
Набор для калибровочного раствора pH	3 раствора с pH: 4,0, 7,0 и 10,0		Набор для калибровки pH Atlas Scientific	Необходим для калибровки pH-метров.

Таблица 2. Приведенные выше элементы можно использовать для измерения pH в научных проектах и других хобби и домашних приложениях. Щелкнув ссылку для покупки, вы перейдете прямо к продукту по адресу www.amazon.com.

Чтобы получить точные показания pH, всегда помните:

Подождите минуту или две после добавления кислоты или основания в раствор. Это позволит завершить реакцию (донорные [кислотные] или принятые [основания] ионы) до того, как вы начнете измерения.
Перед измерением тщательно перемешайте раствор. Это поможет обеспечить однородность раствора.

При использовании бумаги для проверки pH / индикаторных палочек вам также необходимо:

Убедитесь, что используете только бумагу / палочки, которые ранее не были намочены.
Подождите, пока цвет перестанет меняться (максимум 1-2 минуты), прежде чем сопоставить бумагу / стик с цветовым ключом. Не ждите более 5 минут после того, как цвет стабилизируется, иначе он может начать блекнуть и повлиять на точность ваших показаний.

При использовании pH-метра необходимо также:

Внимательно прочтите руководство к pH-метру перед его использованием.
Промывайте зонд pH-метра дистиллированной водой перед каждым считыванием.
Используйте растворы с известными значениями pH (см. Таблицу 2), чтобы проверить точность калибровки pH-метра.
Перед снятием показаний убедитесь, что зонд pH-метра должным образом погружен в раствор.

Библиография

Для получения дополнительной информации о шкале pH, попробуйте эти ссылки:

Decelles, P. (2002). «Шкала pH», Практически курс биологии, Основные понятия химии, Колледж округа Джонсон. Получено 24 июля 2006 г. с http://staff.jccc.net/pdecell/chemistry/phscale.html.
Ханская академия. (2009, 7 сентября). Кислотное основание Введение: кислоты и основания Аррениуса, Бренстеда Лоури и Льюиса . Получено 1 мая 2012 г. из http://www.khanacademy.org/science/chemistry/v/acid-base-introduction

Видео о нашей науке

Как сделать щетину

Двухступенчатая воздушная ракета Введение

Сделайте лимонный вулкан — забавный научный эксперимент

кислот и оснований | Ресурсы Wyzant

Что такое кислота или основание?

По определению Сванте Аррениуса (Швеция) 1884 г., кислота представляет собой материал, который может выделять протон или ион водорода (H ⁺).Хлороводород в водном растворе ионизирует и становится ионами водорода и ионами хлора. Если это так, база, или щелочь, представляет собой материал, который может отдавать гидроксид-ион (OH ^—). Гидроксид натрия в водном растворе превращается в ионы натрия и ионы гидроксида. По определение Томаса Лоури (Англия) и Дж. Br¯nsted (Дания) работая независимо в 1923 году, кислота — это материал, который отдает протон а основа — это материал, который может принимать протон.Был ли Аррениус ошибочным? $ | 😎 Нет. Определение Аррениуса годится для ограниченного использования. Мы собираемся большую часть времени используют определения Аррениуса. Определение Лоури-Бренстеда является более широким, включая некоторые идеи, которые поначалу могут не показаться кислотными и базовые типы взаимодействия. Каждая диссоциация ионов, в которой участвует водород или гидроксид-ион можно рассматривать как кислотно-щелочную реакцию. Как и в случае с По определению Аррениуса, все известные нам вещества, которые мы называем кислотами, также являются кислотами в модели Лоури — Бренстеда.Дом G.N. Льюис (1923) идея кислот и оснований шире, чем модель Лоури — Бренстеда. Определения Льюиса: кислоты являются акцепторами электронных пар, а основания — донорами электронных пар.

Мы можем рассмотреть ту же идею в стиле Лоури — Бренстеда. Каждая ионизируемая пара имеет протонный донор и протонный акцептор. Кислоты парные с базами. Один может принять протон, а другой — отдать протон. Каждая кислота есть протон (ионизируемый водород) и другая часть, называемая сопряженное основание .(Это слово «спрягать» просто означает, что он «идет с» другой частью.) Когда кислота ионизируется, ион водорода кислота и остальная часть исходной кислоты представляют собой сопряженное основание. Азотная кислота, HNO ₃ , диссоциирует (расщепляется) на ион водорода и ион нитрата. В водород почти сразу присоединяется к молекуле воды, образуя ион гидроксония. Нитрат ion является сопряженным основанием иона водорода.Во второй части реакции вода представляет собой основание (потому что он может принимать протон), а ион гидроксония представляет собой сопряженную с ним кислоту.

HNO ₃	+	H ₂ O	===>	(НЕТ ₃ ) ^—	+	(H ₃ O) ⁺
КИСЛОТА		ОСНОВАНИЕ		СОЕДИНИТЕЛЬ БАЗА		СОЕДИНИТЕЛЬ КИСЛОТА

Химики или химические тексты часто используют ион водорода, H ⁺ чтобы показать ион водорода, попавший в водный раствор.В каком-то смысле иона водорода или протона не бывает без что-нибудь еще. Большинство атомов водорода — это только один протон и один электрон. Если вы удалите электрон, чтобы сделать его ионом, останется только протон. Протонов в водном растворе голыми просто не существует. Помни это вода — очень полярный материал. Есть сильный частичный отрицательный заряд на стороне атома кислорода и сильный частичный положительный заряд на водородной стороне.Любой свободный ион водорода, имеющий положительный заряд, будет быстро оказывается рядом с кислородом молекулы воды. Вблизи от зарядового притяжения, ион водорода найдет пару (по своему выбору из двух пар) неподеленные электроны вокруг кислорода, которые могли бы заполнить его внешнюю оболочку. Каждый ион водорода соединяется с молекулой воды с образованием иона гидроксония , (H ₃ O) ⁺, настоящий вид, который действует как кислота.Ион гидроксида в растворе не соединяется с молекулой воды любым подобным образом. Поскольку мы пишем реакции кислот и оснований, это обычно удобнее всего игнорировать ион гидроксония в пользу записи просто водорода ион, H ⁺ .

Свойства кислот

Для свойств кислот и оснований мы будем использовать определения Аррениуса.

Кислоты выделяют водородный ион в водный (водный) раствор .Обычно вы видите формулу кислоты с ионизируемым водородом в начале, такой как HCl, соляная кислота или H (C ₂ H ₃ О ₂ ), уксусная кислота.

Кислоты нейтрализуют основания в реакции нейтрализации . Кислота и основание объединяются, чтобы создать соль и вода.Соль — это любое ионное соединение, которое может быть сделано с анионом кислоты и катионом основания. Ион водорода кислоты и Ион гидроксида основания объединяется с образованием воды.

Кислоты разъедают активные металлы . Даже золото, наименее активный металл, подвергается воздействию кислоты, смесь кислот, называемая «царская водка» или «королевская жидкость». Когда кислота реагирует с металлом образует соединение с катионом металла и анионом кислоты и водорода газ.

Кислоты превращают синюю лакмусовую бумажку в красную . Лакмус — один из многих органических соединения, которые меняют цвет, когда раствор меняет кислотность на определенном точка. Лакмус — самый старый из известных индикаторов pH. Он красный в кислоте и синий в база. Фраза «лакмусовая бумажка» указывает на то, что лакмусовая бумажка существует уже давно. время на английском языке. Лакмус не меняет цвет точно на нейтральная точка между кислотой и основанием, но очень близко к ней.Лакмус часто бывает пропитывают бумагу, чтобы получилась «лакмусовая бумага».

Кислота кисловатая . ДЕГУСТАЦИЯ ЛАБОРАТОРНЫХ КИСЛОТ НЕ РАЗРЕШАЕТСЯ НИКАКОЙ ШКОЛЕЙ. Слово «сауэр» в Немецкий означает «кислота» и произносится почти так же, как «кислый» в английском языке. (Квашеная капуста — это квашеная капуста, консервированная в собственной ферментированной молочной кислоте. http://en.wikipedia.org/wiki/Sauerkraut http://www.wildfermentation.com/resources.php?page=sauerkraut) Кислота желудка соляная кислота.Хотя дегустация желудочной кислоты неприятна, она имеет кислый вкус кислота. Уксусная кислота является кислотным ингредиентом уксуса. Цитрусовые, такие как лимоны, Грейпфрут, апельсины и лайм содержат лимонную кислоту в соке. Простокваша, сметана, йогурт, кимчи и творог содержат молочную кислоту, полученную в результате ферментации сахарной лактозы.

Свойства баз

Основания выделяют гидроксид-ион в водный раствор .(Или, в модели Лоури — Бренстеда, вызывает высвобождение иона гидроксида в водный раствор, принимая водородный ион в воду.)

Основания нейтрализуют кислоты в реакции нейтрализации . Слово — реакция: Кислота плюс основание превращает воду в соль .
Где Y — анион кислоты HY, а X — катион основания. «XOH» и «XY» — соль в продукте, реакция следующая: HY + XOH ===> HOH + XY

Основания денатурируют белок .Это объясняет ощущение «скользкости» на руках. при воздействии на базу. Сильные базы хорошо растворяются в воде, например натрий или калийный щелок очень опасен из-за большого количества конструкционного материала человек состоит из белка. Серьезного повреждения мяса можно избежать, если осторожно использовать сильные основания.

База превращается из красной лакмусовой бумажки в синюю . Это не означает, что лакмусовая бумажка — это только кислотно-щелочной индикатор, но, вероятно, самый старый.

Основы горькие . Есть очень мало пищевых продуктов, которые являются щелочными, но те, которые горькие на вкус. Еще важнее позаботиться о дегустационных основах. Опять же, НЕТ РАЗРЕШЕНИЕ НА ШКОЛЬНУЮ ДЕГУСТАЦИЮ ЛАБОРАТОРНЫХ ХИМИКАТОВ. Дегустация основ опаснее дегустации кислоты из-за свойства более сильных оснований денатурировать белок.

Сильные кислоты и сильные основания

Распространенные кислоты, ионизированные почти на сто процентов:
HNO ₃ — азотная кислота
HCl ₁ — соляная кислота
H ₂ SO ₄ — серная кислота
HClO ₄ — хлорная кислота
HBr ₁ — бромистоводородная кислота
HI ₁ — йодистоводородная кислота

Кислоты в этом коротком списке называются сильные кислоты , потому что количество кислотности раствора зависит от концентрации ионизированного водороды.Соляная кислота — это название промышленного сорта соляной кислоты, которая часто бывает используется при отделке бетона. Менее концентрированная соляная кислота содержится в желудке человека. Сильные кислоты полностью ионизированы в воде. Вы вряд ли увидите много HBr или HI в лаборатории, потому что они дорого. Вы вряд ли увидите хлорную кислоту в школьных условиях, потому что она может взорваться, если ее не обработать. внимательно. Другие кислоты не полностью ионизированы и существуют в основном в неионизированной форме.Неполностью ионизированные кислоты называются слабыми кислотами , потому что существует меньшая концентрация ионизированных водородов, имеющихся в растворе. Не путайте это терминология с концентрацией кислот. Различия в концентрации вся кислота будет называться разбавленная или концентрированная .

В списке сильных кислот серная кислота — единственная, которая дипротонный , потому что он имеет два ионизируемых водорода на формулу (или два моля ионизируемого водорода на моль кислоты).(Серная кислота ионизируется в два этапа. Первый раз, когда ион водорода отделяется от серной кислоты, он действует как сильная кислота. Во второй раз, когда водород отщепляется от сульфат-иона, он действует как слабая кислота.) другие кислоты в списке — монопротонные , имеющие только одну ионизируемую протон на формулу. Фосфорная кислота, H ₃ PO ₄ , слабая кислота. Фосфорная кислота имеет три иона водорода, которые ионизируются и теряются в виде протона и поэтому фосфорная кислота представляет собой трипротонную .Назовем любую кислоту с двумя и более ионизируемые водороды полипротические .

Точно так же есть небольшой список сильных оснований, которые полностью ионизируются в гидроксид-ионы и сопряженная кислота. Все основания металлов I и II группы кроме бериллия — сильных основания . Опять же, как и сильные кислоты, сильные основания полностью ионизируются в водном растворе. Гидроксиды лития, рубидия и цезия не входят в состав часто используются в лаборатории, потому что они дороги.Основания металлов II группы, магний, кальций, барий и стронций сильны, но все эти основания в некоторой степени ограничены. растворимость. Гидроксид бария обладает достаточно высокой растворимостью, чтобы называть его единственным двухосновным прочная база. Гидроксид магния имеет особенно низкую растворимость. Калий и оба гидроксида натрия имеют общее название щелок . Содовый щелок (NaOH) и калийный щелок (KOH) — общие названия, позволяющие различать эти два соединения.

LiOH ₁ — гидроксид лития
NaOH ₁ — гидроксид натрия
KOH ₁ — гидроксид калия
RbOH ₁ — гидроксид рубидия
CsOH ₁ — гидроксид цезия
(Mg (OH) ₂ — гидроксид магния)
(Ca (OH) ₂ — гидроксид кальция)
(Sr (OH) ₂ — гидроксид стронция)
Ba (OH) ₂ — гидроксид бария

Все основания металлов группы I — одноосновные .Основы Все металлы группы II — двухосновные . Гидроксид алюминия, Al (OH) ₃ — трехосновный . Любой материал с двумя или более ионизируемыми гидроксильными группами будет называться многоосновным . Большинство щелочных органических соединений (и некоторые неорганические материалы) имеют аминогруппу. — (NH ₂ ), а не ионизируемый гидроксил группа.Аминогруппа притягивает протон (ион водорода), превращаясь в — (NH ₃ ) ⁺. (Тире перед (NH ₃ ) ⁺ или (NH ₂ ) обозначает одиночный связывающий электрон, так что он связан с чем-то еще ковалентной связью.) По теории Лоури-Бренстеда определению, аминогруппа определенно действует как основание, и эффект удаления ионов водорода из Молекулы воды аналогичны добавлению гидроксид-ионов в раствор.

Запомните сильные кислоты и сильные основания. Все остальные кислоты или основания слабые.

Растворимость и диссоциация

Теперь, после рассмотрения основ металлов II группы, самое время подумать о кислотность раствора и растворимость соединения. Гидроксиды кальция и магния используются в антацидах , материалах, используемых для борьбы с желудочно-кишечными кислотность. Как такое может быть, если это сильные базы? Чтобы выступать в качестве основы, материал должен быть распущен.Почти все эти растворенные основания диссоциируют или ионизированы, но низкая растворимость этих оснований делает их безопасными для проглатывания. Кислота или основание должен сначала раствориться, прежде чем он сможет диссоциировать (распасться) или ионизироваться (стать парой ионы).

Важно отметить, что только потому, что соединение имеет водород или группу -ОН как часть структуры не означает, что это может быть кислота или основание. Водороды метан, CH ₄ , все очень ковалентно присоединен к атому углерода, и атомы водорода не ионизируются, поэтому метан не является кислотой.. Глицерин (или глицерин) имеет в своей структуре три группы -ОН, но группы -ОН не имеют отдельно как ион, поэтому глицерин не является основанием.

Это спиртовые группы -ОН, присоединенные к атому углерода. НАЛИЧИЕ ГИДРОКСИДА ИЛИ ВОДОРОДА В КАЧЕСТВЕ ИОНА ЗАВИСИТ ОТ СЧЕТА ПРИСОЕДИНЕНИЯ.

Химическое уравнение диссоциации азотной кислоты:

Для сильных кислот и сильных оснований уравнение идет полностью вправо. Там не является исходной кислотой или основанием, а только ионы материала, не прикрепленные к каждому другой в воде.

Обзор pH

pH — это простой способ определить, насколько кислая или щелочная вода решение есть. PH раствора — это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода. Концентрация иона водорода обратно пропорциональна гидроксид-иону. концентрации, и два из них, умноженные вместе, дают число 1 E-14. Это немного странно, что произведение (результат умножения) молярной концентрации ионы водорода и гидроксида всегда почти в точности равны E-14, но это так.Таблица ниже показано соотношение между этими измерениями в целых числах.

комментарии	[H ^⁺ ]	pH	рОН	[OH ^{^—} ]
очень низко	E-14	14	0	E-0
	E-13	13	1	E-1
основание	E-12	12	2	E-2
	E-11	11	3	E-3
слегка базовый	E-10	10	4	E-4
	E-9	9	5	E-5
	E-8	8	6	E-6
НЕЙТРАЛЬНОЕ	E-7	7	7	E-7
	E-6	6	8	E-8
	E-5	5	9	E-9
слабокислый	E-4	4	10	E-10
	E-3	3	11	E-11
кислота	E-2	2	12	E-12
	E-1	1	13	E-13
очень кислая	E-0	0	14	E-14

Блок pH

pH-бокс — это устройство для самоистязания, подобное термочувствительному шкафу.В каждой ячейке указаны все четыре измерения. разные способы выразить одно и то же состояние. КВт воды, константа диссоциации — это натуральное число, удивительно близкое к 1 E-14. То есть, когда вы умножаете концентрацию ионов водорода [H ⁺ ] на концентрацию гидроксид-иона [(OH) ^—] в чистой воде при температуре, близкой к комнатной, число это 1 E-14. Если вы знаете [(OH) ^—], вы знаете [H ⁺ ] и наоборот.У этих двух измерений разная шкала, но они разные. измерения того же самого. PH — это просто отрицательный логарифм [H ⁺ ] и pOH просто отрицательный логарифм [(OH) ^—]. Последняя часть шкалы — это соотношение между pH и pOH, и это самый простой. pH + pOH = 14, потому что это экспоненциальная форма Уравнение Kw.

Самая сложная часть работы с pH-боксом — это «перебор чисел».»С математикой легче научиться калькулятор. Только мазохист подумает о попытках произвести вычисления вручную с помощью журнальный стол. Из-за большого количества различий между ручными калькуляторами существует ограничить объем помощи, которую Chemtutor может предоставить вам в работе с калькулятором, но есть несколько советы, которые мы можем вам дать.

Научный калькулятор для использования с блоком pH

Калькулятор может быть довольно сложным в математике блока pH. Давайте рассмотрим пример использования коробки.Таблица pH перед окном pH упрощает целочисленные вычисления pH, но калькулятор наиболее необходим на нецелочисленные pH. Лучший способ понять это — взять калькулятор и пошагово выполнять расчеты на своей машине. Между калькуляторами есть некоторые большие различия, поэтому привыкните к своему собственному калькулятору, прежде чем пытаться использовать чей-то другой.

[H ⁺ ] = 2,75 E-6

Начните с [H ⁺ ] = 2.75 E-6. Ввод 2 . 7 5 E +/- 6 . Получить pH, пробойник «журнал» (не ln , натуральный логарифм). На дисплее отображается -5,5607. PH — это отрицательный логарифм, поэтому он равен 5,5607, округлен до 5,6, но вы оставляете -5,5607 на дисплее, чтобы продолжать обходить рамку.

pH = 5,5607

Пуансон + 1 4 = , чтобы добавить 14 к отрицательному pH.Это даст вам pOH 8,4393.

рОН = 8,4393

Нажмите кнопку «поменять знак», +/- . Это изменения 8.4393 до -8,4393. Нам нужно получить антилогарифм -8,4393, а эта функция не то же самое на многих калькуляторах. Вы можете найти 2nd или INV или сдвиг или какую-то другую кнопку нажать перед журналом. Моя зеркалка TI-30 имеет INV на кнопке. Нажмите INV, а затем «log», чтобы получить [OH ^—].Вы может увидеть на вашем дисплее число, например: 0,000,000,004. Что ты сделал не так? Правильный ответ — 3,6364 E-9.

[OH ^— ] = 3,6364 E-9

Почему дисплей вам врет? Это не так. Цифры те же, но калькулятор показал вам длинный форма (потому что МОЖЕТ), которая представляет собой большое количество нулей и единственная значащая цифра. Калькулятор действительно имеет это число в памяти до восьми, десяти или шестнадцати цифр, но он решил показать вам только одну значащая цифра.Вы можете увидеть другие цифры на дисплее, умножив на E6 (1 E6) или E9 (1 E9), но если вы хотите продолжать обходить рамку, вам нужно разделить на такое же число (с таким количеством значащих цифр, сколько вы can), чтобы получить обратно [OH ^—]. Или вы можете сохранить [OH ^—] номер, прежде чем взглянуть на него. На вашем калькуляторе должна быть отмечена кнопка STO или M + или M1, которые сохранят ваш номер в памяти. Сделай это перед собой посмотреть на номер.Чтобы вернуть этот сохраненный номер, вы нажимаете RCL или M-. Чтобы вернуться к исходному [H ⁺], пробить в: 1 E +/- 1 4 ˜ RCL = . Вы должны увидеть свой старый добрый [H ⁺] 2,75 E-6 на дисплее.

[H ⁺ ] = 2,75 E-6

А теперь для практики, обойдите коробку pH другим способом.

Правила следующие:

Чтобы получить pH из [H ⁺] или чтобы получить pOH из [OH ^—], используйте отрицательное значение журнала.
Для перехода с [OH ^—] на pOH или с [H ⁺] для pH, используйте антилогарифмический алгоритм отрицательного числа.
Для перехода с [H ⁺] на [OH ^—] или обратно, сначала введите Kw, 1E-14 и разделите на единицу ты уходишь.
Чтобы перейти от pH к pOH или обратно, вычтите число у вас от 14.

Знание в расчетах шкалы pH требует практики. Вы можете сделать свой собственные упражнения и проверьте свои ответы, обойдя поле pH и вернувшись к то же самое число и обходя поле pH в обратном направлении. Расчеты шкалы pH могут быть очень полезны во многих случаях. проблемы в этом кислотно — щелочном разделе.

Слабые кислоты и слабые основания

Мы можем написать химическое уравнение диссоциации слабой кислоты, используя ‘A ^—‘ для представления сопряженного основания, как;

И аналогично, мы можем записать химическое уравнение диссоциации слабого основания, с использованием «X ⁺» для обозначения конъюгированной кислоты, как;

Равновесное выражение для диссоциации слабой кислоты:

На языке выражение равновесия читается как; «Константа диссоциации кислота равна концентрации ионов водорода, умноженной на концентрацию конъюгат основания кислоты, деленный на концентрацию неионизированной кислоты.«

Точно так же выражение равновесия для слабого основания гласит: «Диссоциация константа основания равна концентрации гидроксид-ионов, умноженной на концентрацию конъюгата кислоты, деленной на концентрацию неионизированного основания. «

K A кислоты или k B основания — это свойства кислоты или основания при данной температуре. Температура на указанные константы диссоциации обычно близки к комнатной температуре.

Выражения равновесия относятся к одноосновным кислотам или одноосновным щелочам или первым диссоциация полипротонной кислоты или многоосновной щелочи. Фосфорная кислота (H ₃ PO ₄ ) является хорошим примером полипротонной кислоты. При полной ионизации моль фосфорной кислоты дает три иона водорода и ион фосфата, но ионы водорода отрываются один при время при разных pH и разных k A s.

^{^{— ^{)
+ H ⁺}}}

H ₃ PO ₄ ===> (H ₂ PO ₄	первая ионизация	к A = 6,92 E-3
(H ₂ PO ₄ ) ^— ===> (HPO ₄ ) 13 _{^{5 ^{5 ^{5 + H ⁺}}}}	вторая ионизация	к A = 6.17 E-8
(HPO ₄ ) ^{₂ —} ===> (PO ₄ ) — Н ⁺	третья ионизация	к A = 2,09 E-12

Любая кислота с более чем одним ионизируемым водородом или любое основание с более чем одним ионизируемым водородом. гидроксид обычно отделяется ступенчато, как фосфорная кислота.

Коробка pKa

PK A кислоты является очень полезным число, как вы увидите в математике ниже. ПК А отрицательный логарифм k A , pK B отрицательный логарифм k B и pK A плюс pK B равно четырнадцати.К А Коробка такая же, как и коробка pH, но заменяет k A для [H ⁺], pK A для pH, k B для [OH ^—], и pK B для pOH.

pH сильных кислот и оснований

Сильные кислоты и основания полностью растворяют весь растворенный материал ионизированный.Концентрация монопротовой кислоты равна концентрации иона водорода. Концентрация одноосновной щелочи равна концентрация гидроксид-иона. Фактическая концентрация водорода ион (или гидроксид-ион) из чистой воды порядка концентрации E-7 молярный, поэтому любая концентрация сильной кислоты или основания выше E-5 моль полностью поглощает сравнительно небольшое количество ионов в результате ионизации воды.

Что такое pH 0.0850 M HNO ₃ ? Азотный кислота — монопротонная сильная кислота. [HNO ₃ ] = [H ⁺] и pH = — log [H ⁺], Итак, pH = — log (0,085) = 1,07 Только один шаг в поле pH.

Что такое pH 0,00765 КОН? Гидроксид калия — одноосновное сильное основание. [КОН] = [OH ^—] и pOH = — log [OH ^—] и pH = 14 — pOH Или вы можете обойти поле pH другой путь.POH = 2,12 и pH = 11,88.

Слабые кислоты

Следующие таблицы опубликованы здесь для вашего удобства в рабочих задачах и видя примеры слабых кислот и оснований. Вам незачем запоминать имена, формулы или числа, связанные с этими материалами.

КИСЛОТА	FORMULA	к A	уп. A
уксусная кислота	H (C ₂ H ₃ O ₂ )	1.74 E-5	4,76
аскорбиновая кислота (1)	H ₂ (C ₆ H ₆ O 29 6) 29 6	7,94 E-5	4,10
аскорбиновая кислота (2)	(HC ₆ H ₆ O ₆ ) ^—	1.62 E-12	11,79
борная кислота (1)	H ₃ BO ₃	5,37 E-10	9,27
борная кислота (2)	(H ₂ BO ₃ ) ^—	1.8 E-13	12,7
борная кислота (3)	(HBO ₃ ) ⁼	1,6 E-14	13,8
бутановая кислота	H (C ₄ H ₇ O ₂ )	1.48 E-5	4,83
угольная кислота (1)	H ₂ CO ₃	4,47 Е-7	6,35
угольная кислота (2)	(HCO ₃ ) ^—	4,68 E-11	10.33
хромовая кислота (1)	H ₂ CrO ₄	1.82 E-1	0,74
хромовая кислота (2)	(HCrO ₄ ) ^—	3,24 E-7	6,49
лимонная кислота (1)	H _₃ (C _₆ H 28 H 28 5 9679 967 967 )	7.24 E-4	3,14
лимонная кислота (2)	(H ₂ C ₆ H ₅ O 29 767) 29 767	1,70 E-5	4,77
лимонная кислота (3)	(HC ₆ H ₅ O ₇ ) ⁼	4.07 E-7	6,39
муравьиная кислота	H (CHO ₂ )	1,78 E-4	3,75
гептановая кислота	H (C ₇ H ₁₃ O ₂ )	1.29 E-5	4,89
гексановая кислота	H (C ₆ H ₁₁ O ₂ )	1,41 E-5	4,84
синильная кислота	HCN	6,17 E-10	9,21
плавиковая кислота	HF	6.31 E-4	3,20
молочная кислота	H (C ₃ H ₅ O ₃ )	8,32 Е-4	3,08
азотистая кислота	HNO ₂	5.62 E-4	3,25
октановая кислота	H (C ₈ H ₁₅ O ₂ )	1,29 Е-4	4,89
щавелевая кислота (1)	H ₂ (C ₂ 0 ₄ )	5.89 E-2	1,23
щавелевая кислота (2)	(HC ₂ O ₄ ) ^—	6,46 E-5	4,19
пентановая кислота	H (C ₅ H ₉ O ₂ )	3.31 E-5	4,84
фосфорная кислота (1)	H ₃ PO ₄	6,92 E-3	2,16
фосфорная кислота (2)	(H ₂ PO ₄ ) ^—	6.17 E-8	7,21
фосфорная кислота (3)	(HPO ₄ ) ⁼	2,09 E-12	12,32
пропановая кислота	H (C ₃ H ₅ O ₂ )	1.38 E-5	4,86
серная кислота (2)	(HSO ₄ ) ^—	1.05 E-2	1,98
сернистая кислота (1)	H ₂ SO ₃	1,41 E-2	1.85
сернистая кислота (2)	(HSO ₃ ) ^—	6.31 E-8	7,20
мочевая кислота	H (C ₅ H ₃ N ₄ O _{31215 ₃}	1.29 E-4	3,89

Органические кислоты в приведенной выше таблице были записаны как кислоты с сопряженное основание, отличное от стандартного обозначения. Обратите внимание, что серная первая ионизация кислоты — сильная кислота, поэтому ее нет в этой таблице. Аскорбиновая кислота это витамин С. Некоторые кислоты в таблице не очень растворимы, например мочевая кислота.

Органическая кислота обычно имеет группу — COOH. Форма этой группы больше похожа;

Между углеродом и простым кислородом существует двойная связь.Есть одинарная связь со спиртовой группой (-ОН). Есть еще одна связь с центральный углерод, который обычно присоединен к другому углероду. Водород группа алкоголя — это группа, которая имеет тенденцию ионизироваться вдали от группы, оставляя ион (-COO) ^— на конце кислоты.

Обратите внимание на набор органических кислот, которые начинаются с муравьиной кислоты. Муравьиная кислота имеет водород, присоединенный к атому углерода в группе органической кислоты. Уксусный кислота имеет присоединенную группу (-CH ₃) с углеродом в группе органических кислот.Линия углеродов становится длиннее для следующих кислот. Нет разветвленных цепочек атомов углерода или каких-либо двойные или тройные связи между атомами углерода органических кислот в этом списке.

Физиологические органические кислоты (органические кислоты, вещи) все имеют четное количество атомов углерода. Гексановая, октановая и декановая (C-6, Кислоты C-8 и C-10) названы в честь коз, что даст вам представление о запах этих соединений.

Название, наиболее используемое для органической кислоты, в этой таблице выделено жирным шрифтом.

THE 908рахидная а 0729

НАИМЕНОВАНИЕ СИСТЕМЫ

КОЛИЧЕСТВО УГЛЕРОДА

ОБЩЕЕ НАЗВАНИЕ

метановая кислота

1 углерод

уксусная кислота

этановая кислота

кислота

пропановая кислота

3 атома углерода

пропионовая кислота

бутановая кислота

4 атома углерода

9085 9085 карбентная кислота 9028

валериановая кислота

гексановая кислота

6 атомов углерода

капроновая кислота

гептановая кислота

7 атомов углерода

энантовая кислота 9085 октановая кислота

8 атомов углерода

каприловая кислота

нонановая кислота

9 атомов углерода

пеларгоновая кислота

декановая кислота

10 ЯВЛЯЮТСЯ «ЖИРНЫМИ КИСЛОТАМИ»

додекановая кислота

12 атомов углерода

лауриновая кислота

тетрадекановая кислота

14 углеродных атомов 3

14 атомов углерода

8 миристиан

пальмитиновая кислота

октадекановая кислота

18 атомов углерода

стеариновая кислота

эйкозановая кислота

20 атомов углерода

тетракозановая кислота

24 атома углерода

лигноцериновая

Ниже приведены некоторые молекулярные формулы некоторых органических кислот в форма палки и символа.Ионизируемый водород выделен синим цветом.

Органические кислоты с прямым углеродом и четным числом цепей от двенадцати до двадцати — четыре из них называются жирными кислотами . Вы можете видеть, что pK A очень близки для всех подобных органических кислот. Муравьиная и уксусная кислоты растворимы в воде. По мере увеличения углеродной цепи в длины молекула становится все менее и менее растворимой в воде. Начиная с пропановая кислота, даже когда количество атомов углерода увеличивается, pK A не сильно меняются.

Слабые основания

Многие материалы являются слабыми основаниями из-за наличия аминогруппы. — (NH ₂) присоединенный к органическому соединению. Азот имеет пять электронов во внешней оболочке. Могут участвовать три сольных электрона. в (ковалентных) связях с азотом. Неразделенная пара электронов может быть подарена атомом азота, чтобы образовать полную ковалентную связь с материалом в котором отсутствует пара электронов.Определение Льюиса наиболее наглядно показывает, что донором пары электронов (атома N) является основания и всего, что присоединяется к азоту, принимая положение ковалентное присоединение к азоту — кислота.

ОСНОВАНИЕ	FORMULA	к B	уп. B
аланин	C ₃ H ₅ O ₂ NH 29 2 29 2	7.41 E-5	4,13
аммиак (вода)	NH ₃ (NH ₄ OH)	1,78 E-5	4,75
диметиламин	(CH ₃ ) ₂ NH	4.79 E-4	3,32
этиламин	C ₂ H ₅ NH ₂	5.01 Е-4	3,30
глицин	C ₂ H ₃ O ₂ NH 29 2 2	6.03 E-5	4,22
гидразин	N ₂ H ₄	1,26 E-6	5,90
метиламин	CH ₃ NH ₂	4,27 E-4	3.37
триметиламин	(кан. ₃ ) ₃ N	6.31 E-5	4,20

Аланин и глицин — это аминокислоты, два из примерно двадцати типов строительные блоки белка. Каждая аминокислота имеет как амино (основание) конец, так и кислотный конец. Только числа аминогруппы (сторона основания) являются перечисленные.

Правило 5%

Измерение и расчет pH не так точны, как некоторые другие химические меры из-за разницы температур, присутствия других ионов, чистота растворенных веществ, изменение концентрации из-за испарения и т. д. Измерение pH в медицине, например, должен составлять 37 градусов по Цельсию. Может быть машины, которые утверждают, что измеряют pH с точностью до сотых или тысячных долей единицы pH, но эталон, который калибрует машину, может немного отличаться.Изменение пять процентов концентрации ионов водорода не изменят pH более чем на несколько сотых единицы pH. Вы попробуете на калькуляторе. Введите номер, скажем 0,001 и пробиваем журнал . Теперь набери число 95% или 105% от первого номер (в данном случае 0,00105 или 0,00095) и пробить журнал . Как отличается такое pH? Наши ответы по pH будут округлены до ближайшей десятой единицы pH, поэтому концентрация ионов водорода должна быть только в пределах 5% от точного количество.Это «правило пяти процентов».

Как вы помните, мы упоминали, что концентрация сильной кислоты равна концентрации ионов водорода. Это не совсем так. В любом водном растворе кислоты есть еще один источник ионов водорода — вода . Одна вода имеет концентрацию ионов водорода E-7. Молярный. Допустим, у вас есть раствор E-5 M HCl. Концентрация ионов водорода в кислоте составляет E-5, поэтому вклад ионизации воды составляет лишь сотую часть от количества иона водорода из кислоты.Вы можете приблизительно оценить реальную концентрацию ионов водорода лучше, найдя концентрацию гидроксид-иона в растворе с E-5 концентрация ионов водорода, а затем определение добавленной концентрации ионов водорода из-за диссоциации воды от этого. Общая концентрация ионов водорода будет даже дальше от того, чтобы иметь какой-либо значительный вклад иона водорода из ионизация воды. Имеет ли ионизация воды значение в Это дело? Конечно, нет.Разница намного меньше пяти процентов между двумя числами. Вот очевидная ситуация, когда вы можно использовать более простое приближение концентрации ионов водорода, чтобы найти pH. Бывают случаи, когда более простое приближение оказывается недостаточно точным. Бывают случаи, когда вы сомневаетесь, и вам нужно работать. способы показать, можете ли вы использовать упрощенный метод.

Другой способ сформулировать правило пяти процентов: если вы есть упрощенный способ решения для концентрации ионов водорода, которая дать вам ответ, который вы можете показать, будет в пределах 5% от более точного способа вычисляя его, вы можете использовать более простой метод.

pH слабых кислот и оснований

Слабые кислоты и основания не сильно ионизируются, поэтому [H ⁺] или [(OH) ^—] должно быть рассчитано по выражению равновесия.

Это было бы легко узнать точно, за исключением того, что [HA] не всегда равно к концентрации растворенного вещества, которое фактически перешло в раствор. Чем больше точным способом выразить выражение равновесия было бы включение в знаменатель идея о том, что [HA] на самом деле является концентрацией растворенного вещества первоначально поместили в раствор за вычетом количества ионизированного растворенного вещества.Мы может представлять количество, которое ионизировалось либо [A ^—] или [H ⁺], поэтому знаменатель должен быть либо [HA] — [A ^—], либо [HA] — [H ⁺]. Давайте использовать второй вариант альтернативного знаменателя, потому что мы хотим найти концентрацию ионов водорода. По правило 5%, [HA] = [HA] — [H ⁺] только если концентрация ионов водорода меньше пяти процентов от общей концентрация растворенного вещества.Так обстоит дело с большинством слабых кислот. Единственные исключения когда самые сильные из слабых кислот находятся в самых разбавленных растворах.

Если у вас более сильная слабая кислота (одна с высоким k _A), вам следует проверить, находится ли [H ⁺] около 5% от общая концентрация растворенных веществ. Если это так, вам придется использовать альтернативу знаменатель в уравнении и решите его относительно [H ⁺] квадратичным уравнение.

Небеса предостерегают от необходимости использовать квадратное уравнение. (Я бы предпочел поцеловать БОЛЬШОЙ аллигатор.) Намного проще, если [H ⁺] составляет менее пяти процентов [HA]. Расчет pH ОЧЕНЬ слабые кислоты, такие как борная кислота, всегда требуют использования квадратного уравнения, но давайте избегать этого в основном курсе.

Если в растворе есть только вода и слабая кислота, каждый моль кислота диссоциирует только на один моль ионов водорода и только на один моль сопрягать основные ионы.[H ⁺] = [A ^—]! Так;

и решение для [H ⁺] ²,

, извлекая квадратный корень из обеих частей, получаем [H ⁺ ].

После определения концентрации ионов водорода можно переходить к любому месту на поле pH.

Та же идея касается слабого основания как единственного материала в водном растворе. Начать с выражение равновесия и сопряженный ион кислоты равен гидроксиду концентрация. Вы начнете с базового выражения равновесия:>

и решите относительно [OH ^—], чтобы получить; И снова в поле pH для всего, что вам нужно.
Буферы и pH буферов
Буфер — это раствор, устойчивый к изменениям pH.Буфер сделан с слабая кислота и растворимая соль, содержащая сопряженное основание слабой кислоты или слабое основание и растворимая соль, содержащая конъюгат кислоты слабая база. Некоторые примеры пар буферных материалов:
уксусная кислота и ацетат натрия, H (C ₂ H ₃ O ₂) и Na (C ₂ H ₃ O ₂)
Плавиковая кислота и фторид калия, HF и KF
угольная кислота и бикарбонат натрия, H ₂ CO ₃ и NaHCO ₃
гидроксид аммония и нитрат аммония, NH ₄ OH и NH ₄ NO ₃
азотистая кислота и нитрит лития, HNO ₂ и LiNO ₂
Рассмотрим приведенные выше пары.Есть четыре кислотных буфера и один щелочной буфер. Все кислоты содержат водород, который является однократно ионизируемым, и его сопряженное основание, такое как HF, обратимо ионизируется до H ⁺ и F ^—. HF — слабая кислота, а фторид-ион — сопряженное основание. Иногда мы говорим, что KF является сопряженным основанием, но идентичность аниона в конъюгате НЕ ВАЖНА, за исключением случаев, когда мы взвешиваем соединение для включения в буфер. В базовом буфере конъюгатом является анион, в данном случае аммоний.
Чтобы объяснить, как работает буфер, давайте воспользуемся примером кислотного буфера. Слабая кислота буфера только в растворе в воде будет более кислотной, чем буфер. Основание конъюгата в одном только буфере в воде будет более щелочным, но они могут существовать ВМЕСТЕ, в растворе, не нейтрализуя друг друга. Буферная пара не может взаимодействовать друг с другом, потому что у них есть общий ион, конъюгат. Когда к буферному раствору добавляется больше (более сильного) основания, часть кислоты нейтрализуется, образуя большее количество конъюгированного основания.Когда (более сильная) кислота добавляется к буферу, она нейтрализует основание конъюгата, образуя больше слабой кислоты. Пока есть как слабая кислота, так и конъюгат основания, буфер все еще работает, и pH не очень далеко от pKA кислоты.
Буфер наиболее эффективен в растворах с pH равным или близким к pKA слабая кислота. (Или растворы pOH на уровне pKB слабого основания или рядом с ним.) Наибольшая буферная способность доступна при концентрации слабой кислоты или основание близко к концентрации конъюгированного иона и когда концентрация обоих наибольшая.Одномолярный буфер, когда обе части буфера являются одномолярными, имеет вдвое большую буферную способность, чем полумолярный буфер.
Какая польза от буфера для биологических систем? Живые существа нуждаются в очень близком гомеостазе, постоянной температуре, осмотическом давлении, pH и т. Д., Чтобы оставаться в живых. Если у человека слишком много кислоты, это состояние называется ацидозом. Если слишком много основания, алкалоз. Любое из этих состояний опасно для жизни. В организме есть несколько буферных систем, фосфатная система, карбонатная система и белковая система.Основные неорганические системы, фосфат и карбонат, зависят от концентраций фосфат-бифосфат или карбонат-бикарбонат. (Концентрация углекислого газа в крови является частью карбонатной системы.) Белковая система зависит от слабых кислотных и основных групп вне белков, в основном глобулярных белков крови.
Если задуматься, если вам нужен буфер с определенным pH ниже, чем семь, выбрал слабую кислоту с pK A близкий к этому pH и сопряженное основание для этого.
Мы можем снова начать с равновесного выражения ионизации слабая кислота или слабое основание;
В буферных растворах концентрация иона водорода ([H ⁺]) составляет , а не равно к концентрации конъюгированного иона ([A ^—]). Концентрация сопряженного иона от диссоциация кислоты в значительной степени незначительна, поэтому мы можем рассчитать, как если бы все конъюгированный ион происходит из соли.Если растворимая соль содержит только один моль иона конъюгата на моль соли, концентрация иона конъюгата такая же как концентрация соли.
Вход в поле pH снова — это концентрация ионов водорода. Решить для концентрации водородных ионов, если вам это нужно, pH раствора, pOH, или концентрация гидроксид-иона.
Уравнение Хендерсона-Хассельбаха (H-H) может несколько сбивать с толку, но оно не более чем отрицательный логарифм приведенного выше уравнения, уравнение равновесия решено для концентрации ионов водорода.Если ты знаешь уравнение равновесия, знать, как решить уравнение равновесия для концентрация иона водорода, и знать, как преобразовать ион водорода концентрация на pH, вы его слизали. Если вам действительно нужен H-H уравнение для теста, лучше убедиться, что вы правильно его понимаете, выводя его из выражения равновесия.
-log [H ⁺ ] = pH
-logk A = pK A
-log (1 / [A ^–]) = + log [A ^–]
-log ([HA]) = -log [HA]
По компоненту, взять отрицательный логарифм выражения равновесия. и измените умножение на сложение.(Теперь это журналы.) Вы получаете:
pH = pK A + журнал [A ^—] — журнал [HA], то же самое, что;
pH = pK A — log ([HA] / [A ^—] ), обычным образом вы видите уравнение HH.
Есть четыре совершенно правильных способа написать уравнение HH. Их:
Эквимолярный буфер — это буфер, в котором концентрация слабая кислота (или основание) такая же, как концентрация иона конъюгата.Вам это может показаться не особенно важным, но есть несколько важные идеи, которые можно легко увидеть из него. Начнем с ионизации выражение равновесия и отмените [HA] с помощью [A ^—]. Это показывает что в эквимолярном буфере k A = [H ⁺ ].
Это показывает, как работает буфер. Когда кислота или основание добавляются к буферному раствору, буферное равновесие будет меняться [HA] с [A ^—], чтобы прийти к новое равновесие.Когда это произойдет, произойдет гораздо меньшее изменение концентрации ионов водорода, чем если бы кислота или основание были добавлены в небуферированный решение.
Теперь давайте проделаем аналогичный трюк с уравнением HH. Если [HA] = [A ^–], член [HA] / [A ^—] = 1 и log 1 = 0, поэтому pH = pK A .
Это означает, что в эквимолярном буфере pH = pK A и что ОТНОШЕНИЕ [HA] к [A ^—] будет определять pH решение.Чем дальше соотношение становится от единицы к единице, тем выше pH. получает от ПК А . Буфер имеет его наибольшая буферная мощность на pK A слабой кислоты (или основания). Чем выше концентрация как слабой кислоты и его сопряженный ион, тем больше буферная мощность доступна.
Титрование
Слово «титрование» рифмуется со словом « плотная нация .»В медицине это слово используется немного иначе, но в химии титрование к широко используемому методу определения концентрации неизвестного жидкость, сравнивая ее с известной жидкостью (или известной массой твердого вещества в растворе). Кислотно-щелочное титрование хорошо учитывайте при изучении метода, но у этой техники есть больше применений. Измерение оксалат-иона с помощью перманганата калия в теплой кислотной среде является хорошим примером окислительно-восстановительного титрования. Титрование Мора — это определение концентрации хлорида с использованием известного раствора нитрата серебра и дихромата натрия индикатор.
Измеренное количество неизвестного материала в колбе с индикатором обычно составляет в сочетании с известным материалом из бюретки (рифмуется со словом «вилка»). Бюретка обозначается объемом жидкости шкалой с нулем сверху и (обычно) на дне пятьдесят миллилитров. В нижней части бюретки имеется какой-то клапан. который может выдавать содержащуюся жидкость.
Нет необходимости начинать титрование с известным уровнем жидкости в бюретку на нулевой отметке, но уровень должен быть в пределах той части бюретки, которая отмечен.В бюретке слева показано около 1,7 мл желтой жидкости в это потому, что дно мениска находится между отметками 1 и 2 мл и ближе к Отметка 2 мл. Большинство лабораторных бюреток можно прочитать с точностью до сотой доли секунды. миллилитр. (Рисунок слева немного грубоват. Большинство бюреток показывают десять деления миллилитра, и вы можете интерполировать между отметками.) Один читается бюретку на уровне глаз до дна мениска (кривая в жидкость) и сравнивая нижнюю часть мениска с отметками на стекле.Показания бюретки снимаются до и в конце титрования. В количество известной — концентрация использованной жидкости — разница начала и завершение чтения бюретки.
Конечная точка титрования обычно отображается с помощью какого-либо индикатора. Индикатор pH — это материал, обычно органический краситель, на один цвет выше характерный pH и другой цвет ниже этого pH. Есть много материалов, которые могут служат индикаторами pH, каждый со своим диапазоном pH, при котором он меняет цвет.Некоторые имеют изменение цвета более чем одного раза при различных значениях pH. Лакмус и фенолфталеин являются общие индикаторы pH. Лакмус красный для кислоты (ниже pH 4,7) и синий для основания (выше pH 8,1). Фенолфталеин (второй «ph» молчит, а «а» и оба «е» длинные, если это поможет.) прозрачный по кислоте (ниже pH 8,4) и розово-фиолетовый по основанию (выше pH 9,9). Эти диапазоны могут кажутся большими, но около точки эквивалентности , точки, в которой материалы равны, наблюдается большое изменение pH.Точка эквивалентности может отсутствовать при pH 7, нейтральный pH, поэтому необходимо выбрать соответствующий индикатор pH для типа кислоты и основание титруется.
Объем материала неизвестной концентрации известен тем, сколько его помещено в реакционный сосуд. Известна концентрация стандарта и известен его объем. от измерения жидкости, используемой при титровании.
Если у вас есть одноосновное основание и одноосновная кислота, формулу титрования можно упростить до:
, если C _A = концентрация кислоты и C _B = концентрация основания и V _A = объем раствора кислоты и V _B = объем базы, значит,
В некоторых учебниках для обозначения концентрации в молярных единицах используется символ «M», поэтому формула будет отображаться как M _A V _A = M _B V _B .

Соли
A соль представляет собой комбинацию аниона (- иона) и катиона (a + ион). Другой способ думать о соли — это комбинация аниона определенная кислота в сочетании с катионом определенного основания. Нейтрализация гидроксида калия с соляной кислотой дает воду и соль, хлористый калий. В твердой соли ионы удерживаются вместе разностью зарядов.Твердые соли обычно образуют кристаллы, иногда содержащие определенное молярное количество воды, вызвали воды гидратации в кристалл. Если соль растворяется в водный раствор, он обычно диссоциирует (распадается) на анионы и катионы, входящие в состав соли.
Соли, растворенные в воде, не могут иметь нейтральный pH. Поваренная соль NaCl имеет нейтральный pH в воде, но пищевая сода, NaHCO ₃ очень щелочной при растворении в воде.Возьмите в руку чайную ложку пищевой соды, намочите его и полностью вымойте руки. (Пищевая сода действительно прекрасна материал для мытья рук!) Есть намек на скользкость основ на ваши руки, которые должны были исходить от пищевой соды.
Как можно предсказать pH растворенной в воде соли? Фактический pH будет зависят от типа аниона и катиона, растворимости соли, температуры раствора и концентрацию соли, если она меньше насыщенной.Вот общие правила:
Соли аниона сильной кислоты и катиона сильного основания будут нейтральными солями, то есть водный раствор с этой солью будет иметь pH семь. (Пример — хлорид натрия)
Соли аниона сильной кислоты и катиона слабой основанием будут кислотные соли, то есть водный раствор с этой солью будет иметь pH менее семи. (Пример — хлорид аммония)
Соли аниона слабой кислоты и сильного основания будут щелочная соль.PH раствора будет больше семи. (Пример — бикарбонат натрия)
Может быть немного сложнее определить pH солевого раствора, если соль состоит из аниона слабой кислоты и катиона слабого основания. Как правило, основным определяющим фактором является то, является ли слабая кислота слабее слабого основания, но это не всегда так. Для целей обзора в разделе, вы можете сказать, что pH «слабо-слабой» соли не определен.
Проблемы с титрованием и pH
СЛЕДУЮЩИЕ СОЛИ В ВОДНОМ РАСТВОРЕ БУДУТ ИМЕТЬ pH 7, <7 (менее 7),> 7 (более чем 7), ИЛИ УКАЗАТЬ (I). ДЛЯ КАЖДОГО ПРОГНОЗИРУЙТЕ pH РЕШЕНИЯ.
руб.
1. Na ₂ CO ₃ 2.FeCl ₃ 3. KNO ₃ 4. NH ₄ C ₂ H _{3
3} ^{5 9127 9127} 9127
5.ЗнСО ₄ 6. Ba (НЕТ ₃ ) ₂ 7. 8. CaBr ₂
НАЙДИТЕ pH СЛЕДУЮЩИХ РЕШЕНИЙ. Найдите kA, pKA, kB и pKB на столах выше.
9. 0,0115 М HCl 10. 0,0815 М NaOH 11. 0,00372 M Ba (OH) ₂
12. 0,12 M HC ₂ H ₃ O ^{3 9123 ³} 13.1,35 E-5 H ₃ BO ₃ 14. 0,255 M NH ₄ OH
15. 0,578 M H ₃ PO ₄ 16.0,16 М HCl и 0,072 М фосфорная кислота.
17. 1,25 М уксусная кислота и 0,75 М ацетат калия.
18. 0,788 M молочной кислоты и 1,27 M лактата кальция.
19. 0,590 М гидроксид аммония и 1,57 М хлорид аммония.
20.Объясните, как приготовить 5 л 0,15 М буфера уксусная кислота-ацетат натрия при pH 5,00, если у вас 1,00 молярная уксусная кислота и кристаллический ацетат натрия.
СЛЕДУЮЩИЕ ПРОБЛЕМЫ ТИТРАЦИИ. ПРИНЯТЬ, ЧТО ИНДИКАТОР pH БУДЕТ ПРАВИЛЬНЫМ. СБАЛАНСИРУЙТЕ КОЛИЧЕСТВО КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ. НЕКОТОРЫЕ ТИТРАЦИИ НЕ КИСЛОТНЫЕ ОСНОВАНИЯ ТИТРАЦИИ. ЕЩЕ РАЗ ПРЕДПОЛАГАЕМСЯ, ЧТО ЕСТЬ ИНДИКАТОР, КОТОРЫЙ УКАЗЫВАЕТ, КОГДА МОЛЯРНЫЕ СУММЫ СООТВЕТСТВУЕТ.
21. 23.Для титрования против 1 мл уксусной кислоты использовали 45 мл 0,275 М гидроксида натрия. Какова была концентрация уксусной кислоты в M?
22. 17,05 мл 0,247 М гидроксида бария использовали для титрования против 10 мл азотной кислоты. кислота. Какова была концентрация азотной кислоты в M?
23. Для титрования использовали 35,79 мл 0,275 М гидроксида натрия против 15 мл серной кислоты. кислота. Какова была концентрация серной кислоты в M?
24.24,92 мл 0,00199 M нитрата серебра использовали для титрования против 5 мл натрия. раствор хлорида. Какая была концентрация NaCl?
ОТВЕТЫ НА ПРОБЛЕМЫ
1.> 7 2. <7 3. 7 4. I 5. <7
6. 7 7.> 7 8. 7 9. 1,9 10. 12.9
11. 11.9 12. 2,8 13,6,8 14. 11,3 15. 1,2
16. 0,8 17. 4.5 18.3,6 19. 8,8
20. Взвесьте 39,1 г ацетата натрия, отмерьте 274 мл 1,00 молярной уксусной кислоты и поместите в 5-литровый мерная колба. Растворите, затем наполните мерную колбу до отметки.

Добавить комментарий Отменить ответ
Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *
Сохранить моё имя, email и адрес сайта в этом браузере для последующих моих комментариев.

Рубрики
1 класс
10 класс
2 класс
3 класс
4 класс
5 класс
6 класс
7 класс
8 класс
9 класс
ГДЗ и Решебники
Разное
2019 © Все права защищены. Карта сайта
➤

1. Na ₂ CO ₃	2.FeCl ₃	3. KNO ₃	4. NH ₄ C ₂ H _{3 3} ^{5 9127 9127} 9127

5.ЗнСО ₄	6. Ba (НЕТ ₃ ) ₂	7.	8. CaBr ₂

9. 0,0115 М HCl	10. 0,0815 М NaOH	11. 0,00372 M Ba (OH) ₂

12. 0,12 M HC ₂ H ₃ O ^{3 9123 ³}	13.1,35 E-5 H ₃ BO ₃	14. 0,255 M NH ₄ OH

15. 0,578 M H ₃ PO ₄	16.0,16 М HCl и 0,072 М фосфорная кислота.

17. 1,25 М уксусная кислота и 0,75 М ацетат калия.

18. 0,788 M молочной кислоты и 1,27 M лактата кальция.

19. 0,590 М гидроксид аммония и 1,57 М хлорид аммония.

20.Объясните, как приготовить 5 л 0,15 М буфера уксусная кислота-ацетат натрия при pH 5,00, если у вас 1,00 молярная уксусная кислота и кристаллический ацетат натрия.

1.> 7	2. <7	3. 7	4. I	5. <7
6. 7	7.> 7	8. 7	9. 1,9	10. 12.9
11. 11.9	12. 2,8	13,6,8	14. 11,3	15. 1,2
16. 0,8	17. 4.5	18.3,6	19. 8,8
20. Взвесьте 39,1 г ацетата натрия, отмерьте 274 мл 1,00 молярной уксусной кислоты и поместите в 5-литровый мерная колба. Растворите, затем наполните мерную колбу до отметки. Добавить комментарий Отменить ответ Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены * Сохранить моё имя, email и адрес сайта в этом браузере для последующих моих комментариев. Рубрики 1 класс 10 класс 2 класс 3 класс 4 класс 5 класс 6 класс 7 класс 8 класс 9 класс ГДЗ и Решебники Разное 2019 © Все права защищены. Карта сайта ➤

Кислоты химия 7 класс: урок 25. Понятие о кислотах — Уроки — 7 класс

Урок химии в 7 классе «Химические свойства кислот»

Таблица кислот | Учебно-методическое пособие по химии (8 класс) на тему:

Сильные и слабые кислоты — список с названиями, формулами, описанием и свойствами

Общие свойства

Концентрация вещества

Основная классификация

Сильные и слабые реагенты

Химические реакции

Водородный показатель

Способы определения

Буферный раствор

Самые опасные кислотные соединения

Кривые титрования

Таблица названий (наименований) кислот и их солей.

Олимпиада по химии 7-8 классы ответы и задания для пригласительного этапа 27 апреля 2020

Поделиться:

Полный список кислот — EndMemo

6, 7 и 8 классы | Наука | Средняя школа | Химия

Кислоты, основания и шкала pH

Что значит для раствора быть кислым или основным (щелочным)?

Как измерить pH раствора?

Библиография

Видео о нашей науке

кислот и оснований | Ресурсы Wyzant

Что такое кислота или основание?

Свойства кислот

Свойства баз

Сильные кислоты и сильные основания

Растворимость и диссоциация

Обзор pH

Блок pH

Научный калькулятор для использования с блоком pH

Слабые кислоты и слабые основания

Коробка pKa

pH сильных кислот и оснований

Слабые кислоты

Слабые основания

Правило 5%

pH слабых кислот и оснований

Буферы и pH буферов

Титрование

Соли

Проблемы с титрованием и pH

ОТВЕТЫ НА ПРОБЛЕМЫ

Добавить комментарий Отменить ответ