Десятый класс
  1. Материя и ее свойства  1.1. Состояния вещества  1.2. Физические и химические свойства вещества  1.3. Классификация веществ (элементы, соединения, смеси)  1.4. Изменения в веществе (физические и химические изменения)  1.5. Закон сохранения массы и закон постоянства состава
  2. Атомная структура  2.1. Историческое развитие атомной модели  2.2. Субатомные частицы (протоны, нейтроны, электроны)  2.3. Атомный номер, массовое число и изотопы  2.4. Электронная конфигурация и энергетические уровни  2.5. Валентность, образование ионов и степени окисления
  3. Периодическая таблица  3.1. История и развитие периодической таблицы  3.2. Современный периодический закон и периодические тенденции  3.3. Группы и периоды в Периодической таблице  3.4. Тенденции в периодической таблице  3.5. Металлы, неметаллы, металлоиды и их свойства  3.6. Благородные газы и их химическая инертность
  4. Химическая связь  4.1. Образование химических связей (правило октета)  4.2. Ионная связь и свойства ионных соединений  4.3. Ковалентная связь и свойства ковалентных соединений  4.4. Металлическая связь и ее свойства  4.5. Молекулярная геометрия и теория ВСЭПР  4.6. Полярность и дипольный момент молекул  4.7. Межмолекулярные силы
  5. Химические реакции и уравнения  5.1. Типы химических реакций  5.2. Написание и уравновешивание химических уравнений  5.3. Закон сохранения массы в химических реакциях  5.4. Факторы, влияющие на химические реакции  5.5. Катализаторы и их роль в химических реакциях  5.6. Экзотермические и эндотермические реакции
  6. Stoichiometry and Chemical Calculations  6.1. Концепция моля и число Авогадро  6.2. Молярная масса и переводы грамм-моль  6.3. Эмпирическая и молекулярная формула  6.4. Стехиометрические расчеты и химический выход  6.5. Ограничивающие и избыточные реагенты
  7. Кислоты, основания и соли  7.1. Свойства и определения кислот и оснований (Аррениус, Бренстед-Лоури, Льюис)  7.2. Шкала pH, pOH и индикаторы  7.3. Реакции нейтрализации и образование солей  7.4. Сила кислот и оснований (сильные против слабых кислот и оснований)  7.5. Обычные кислоты и основания в повседневной жизни  7.6. Соли, их растворимость и применение
  8. Металлы и неметаллы  8.1. Физические и химические свойства металлов  8.2. Физические и химические свойства неметаллов  8.3. Ряд активности металлов и реакции замещения  8.4. Извлечение металлов из руд  8.5. Коррозия, ее причины и предотвращение  8.6. Сплавы, их состав и использование
  9. Углерод и его соединения  9.1. Аллотропы углерода  9.2. Углеводороды и их классификация (алканы, алкены, алкины)  9.3. Функциональные группы в органических соединениях  9.4. Номенклатура органических соединений (система IUPAC)  9.5. Изомерия в органической химии (структурная и геометрическая)  9.6. Важные органические реакции (горение, присоединение, замещение, полимеризация)  9.7. Применение органических соединений в промышленности и повседневной жизни
  10. Экологическая химия  10.1. Загрязнение воздуха (Источники, Влияние и Контроль)  10.2. Загрязнение воды (причины, последствия и меры по устранению)  10.3. Парниковый эффект и глобальное потепление  10.4. Истощение озонового слоя и его последствия  10.5. Зеленая химия и ее приложения  10.6. Практика устойчивой химии
  11. Термохимия  11.1. Тепло и изменения энергии в химических реакциях  11.2. Экзотермические и эндотермические реакции  11.3. Энтальпия, изменение энтальпии и теплота реакции  11.4. Удельная теплоемкость и калориметрия  11.5. Изменения энергии в реакциях горения
  12. Электрохимия  12.1. Электролиты и неэлектролиты  12.2. Электролиз и его применения (гальваническое покрытие, извлечение металлов)  12.3. Редокс-реакции (окисление и восстановление)  12.4. Гальванический элемент и электрохимический ряд  12.5. Коррозия и электрохимические методы защиты
  13. Химическая кинетика и равновесие  13.1. Скорость химических реакций и ее измерение  13.2. Факторы, влияющие на скорость реакции (катализатор, температура, концентрация)  13.3. Обратимые и необратимые реакции  13.4. Динамическое равновесие и константа равновесия  13.5. Принцип Ле Шателье и его применения
  14. Газы и газовые законы  14.1. Свойства газов и кинетическая молекулярная теория  14.2. Закон Бойля (соотношение давление-объем)  14.3. Закон Шарля  14.4. Закон Гей-Люссака  14.5. Комбинированный закон газов и закон идеальных газов  14.6. Реальные газы vs Идеальные газы
  15. Ядерная химия  15.1. Введение в радиоактивность и ядерные реакции  15.2. Типы радиоактивного распада (альфа, бета, гамма)  15.3. Период полураспада и применение радиоактивных изотопов  15.4. Реакции ядерного деления и синтеза  15.5. Производство атомной энергии и ее воздействие на окружающую среду

Десятый класс → Кислоты, основания и соли ↓


Свойства и определения кислот и оснований (Аррениус, Бренстед-Лоури, Льюис)


Понимание кислот и оснований является основополагающим в химии. Кислоты и основания обладают уникальными свойствами, которые делают их важными для различных химических реакций и приложений. В этом всеобъемлющем руководстве мы рассмотрим три основные теории, которые определяют кислоты и основания: Аррениуса, Бренстеда-Лоури и Льюиса.

Теория Аррениуса

В 1887 году Сванте Аррениус предложил одно из первых современных определений кислот и оснований. Согласно Аррениусу, кислота — это вещество, увеличивающее концентрацию ионов водорода, H +, в водном растворе, в то время как основание увеличивает концентрацию ионов гидроксида, OH -.

Свойства кислоты по Аррениусу

  • Они имеют кислый вкус. Например, лимоны содержат лимонную кислоту.
  • Они окрашивают синюю лакмосовую бумагу в красный.
  • Они реагируют с металлами, такими как цинк, с образованием водородного газа.
  • Они увеличивают концентрацию ионов H + в воде.

Свойства оснований по Аррениусу

  • Они имеют горький вкус и скользкие, как мыло.
  • Они окрашивают красную лакмосовую бумагу в синий цвет.
  • Они увеличивают концентрацию ионов OH - в воде.

Пример

HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq) NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Кислота: HCl Основание: NaOH

Теория Бренстеда–Лоури

Йоханнес Бренстед и Томас Лоури независимо предложили более общую теорию в 1923 году. В теории Бренстеда-Лоури кислота является донором протонов, а основание — акцептором протонов. Эта теория расширяет теорию Аррениуса, включая реакции за пределами водного раствора.

Примеры кислотно-основных реакций

NH 3 + H 2 O ⇌ NH 4 + + OH -

В этой реакции вода действует как кислота по Бренстеду-Лоури, отдавая протон аммиаку (NH 3), образуя ион аммония (NH 4 +) и ион гидроксида (OH -).

Визуальное представление

H2O NH 3

Теория Льюиса

Гилберт Н. Льюис предложил еще более всеобъемлющую теорию в 1923 году. Согласно Льюису, кислоты – это акцепторы пар электронов, а основания – доноры пар электронов. Это определение охватывает все предыдущие определения и подчеркивает передачу пар электронов.

Пример кислотно-основной реакции по Льюису

BF 3 + NH 3 → F 3 B←NH 3

В этой реакции трифторид бора (BF 3) действует как кислота по Льюису, принимая пару электронов от аммиака (NH 3), основания по Льюису, образуя координационную ковалентную связь.

Визуальное представление

bf 3 NH 3

Сравнение теорий

Каждый принцип кислот и оснований улучшает наше понимание химических реакций:

  • Теория Аррениуса ограничена водными растворами и включает основные нейтрализационные реакции.
  • Теория Бренстеда–Лоури охватывает широкий диапазон кислотности и основности, определяя кислоты и основания через передачу протонов.
  • Теория Льюиса охватывает все кислоты и основания, учитывая передачу пар электронов, что объясняет многие другие реакции, включая те, которые не происходят в водном растворе.

Вот резюме таблицы, в которой показываются различные определения и их примеры:

теория Кислота Основание Пример реакции
Аррениус генерирует H + производит OH- HCl + NaOH → NaCl + H 2 O
Бренстед-Лоури донор протонов акцептор протонов NH 3 + H 2 O ⇌ NH 4 + + OH -
Льюис акцептор пар электронов донор пар электронов BF 3 + NH 3 → F 3 B←NH 3

Применение кислот и оснований

Кислоты и основания играют важные роли в различных промышленных, биологических и экологических процессах:

  • В промышленных приложениях серная кислота (H 2 SO 4) используется при производстве удобрений и химикатов.
  • В биологических системах соляная кислота (HCl) в желудке помогает пищеварению.
  • В экологической науке понимание кислотных дождей, вызванных серной и азотной кислотами, помогает решать проблемы загрязнения окружающей среды.

Промышленный пример

2 NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4 ) 2 SO 4

Это уравнение показывает производство сульфата аммония, распространенного удобрения.

Пример из повседневной жизни

NaHCO 3 + CH 3 COOH → CO 2 + H 2 O + CH 3 COONa

В этой реакции пищевая сода реагирует с уксусом с образованием углекислого газа — распространенного школьного эксперимента по созданию вулкана с пузырящейся лавой.

Заключение

Понимание кислот и оснований через различные принципы улучшает научный прогресс и наши возможности предсказывать и контролировать различные химические реакции, необходимые для повседневной жизни. От производства до биологии и науки об окружающей среде, принципы кислот и оснований важны для многих применений в различных областях.


Десятый класс → 7.1


U
username
0%
завершено в Десятый класс

← Предыдущий (7)
Кислоты, основания и соли
Следующий (7.2) →
Шкала pH, pOH и индикаторы

Комментарии 



Свойства и определения кислот и оснований (Аррениус, Бренстед-Лоури, Льюис)

https://www.chemistryelite.com/g10/7.1?ceal=ru