Одиннадцатый класс
  1. Основные концепции химии  1.1. Важность химии  1.2. Природа и область химии  1.3. законы химического соединения  1.3.1. Закон сохранения массы  1.3.2. Закон постоянства состава  1.3.3. Закон кратных отношений  1.3.4. Закон объемов газов  1.3.5. Закон Авогадро  1.4. Атомная теория Дальтона  1.5. Понятие моля и молярная масса  1.6. Процентный состав  1.7. Эмпирическая и молекулярная формула  1.8. Стехиометрия и стехиометрические расчеты  1.9. Концепция ограничивающего реагента
  2. Структура атома  2.1. Открытие электрона, протона и нейтрона  2.2. Атомная модель  2.2.1. Модель Томсона  2.2.2. Модель Резерфорда  2.2.3. Модель Бора  2.3. Квантово-механическая модель атома  2.4. Двойственная природа материи и излучения  2.5. Принцип неопределенности Гейзенберга  2.6. Квантовые числа  2.7. Атомные орбитали и их формы  2.8. Электронная конфигурация элементов  2.9. Aufbau principle  2.10. Принцип запрета Паули  2.11. Правило максимальной мультиплетности Хунда  2.12. Гипотеза де Бройля  2.13. Фотоэлектрический эффект
  3. Классификация элементов и периодичность в свойствах  3.1. Историческое развитие периодической таблицы  3.2. Современный периодический закон и периодическая таблица  3.3. Периодические тенденции в свойствах  3.3.1. Атомный и ионный радиус  3.3.2. Энтальпия ионизации  3.3.3. Энтальпия присоединения электрона  3.3.4. Электроотрицательность  3.3.5. Валентность  3.3.6. Металлические и неметаллические свойства  3.3.7. Степени окисления  3.4. Unusual Properties of the First Elements
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Подход Косселя – Льюиса к химической связи  4.2. Ionic or electrovalent bond  4.3. Ковалентная связь и ее особенности  4.4. Параметры связи  4.5. Теория ВСЭПР  4.6. Теория валентных связей  4.7. Hybridization and its types  4.8. Теория молекулярных орбиталей  4.8.1. Порядок связей и стабильность  4.9. Водородная связь
  5. Состояния вещества  5.1. Межмолекулярные силы  5.2. Газовые законы  5.2.1. Закон Бойля  5.2.2. Закон Шарля  5.2.3. Закон Авогадро  5.2.4. Dalton's law of partial pressure  5.2.5. Закон диффузии Грэма  5.3. Уравнение идеального газа и его применения  5.4. Реальные газы и отклонения от идеального поведения  5.5. Кинетическая теория газов  5.6. Сжижение газов  5.7. Свойства жидкостей  5.8. Поверхностное натяжение и вязкость
  6. термодинамика  6.1. Система и окружающая среда  6.2. Типы систем в термодинамике  6.3. Виды процедур  6.4. Первый закон термодинамики  6.5. Внутренняя энергия и энтальпия  6.6. Теплоемкость и удельная теплоемкость  6.7. Закон постоянной суммы теплот Гесса  6.8. Энтальпия диссоциации связей  6.9. Энтальпия образования и сгорания  6.10. Энтальпия раствора и нейтрализации  6.11. Спонтанность и второй закон термодинамики  6.12. Свободная энергия Гиббса и ее применения
  7. Balance  7.1. Концепция равновесия  7.2. Константа равновесия и ее приложения  7.3. Принцип Ле Шателье  7.4. Ионное равновесие в растворах  7.5. Теория кислот и оснований  7.5.1. Концепция Аррениуса  7.5.2. Концепция Бренстеда-Лоури  7.5.3. Концепция Льюиса  7.6. Шкала pH и pOH  7.7. Эффект общего иона  7.8. Гидролиз солей  7.9. Буферные растворы и их механизм действия  7.10. Равновесие растворимости малорастворимых солей
  8. Редокс-реакции  8.1. Концепции окисления и восстановления  8.2. Степень окисления и её применения  8.3. Окислительно-восстановительные реакции в терминах передачи электронов  8.4. Балансировка окислительно-восстановительных реакций (методы чисел окисления и ионо-электронный метод)  8.5. Типы окислительно-восстановительных реакций  8.6. Электрохимические ячейки и окислительно-восстановительные реакции
  9. Водород  9.1. Положение водорода в периодической таблице  9.2. Изотопы водорода  9.3. Получение водорода  9.4. Свойства водорода  9.5. Гидриды и их классификация  9.6. Вода и тяжёлая вода  9.7. Перекись водорода и ее свойства  9.8. Использование водорода и его соединений
  10. Элементы s-блока (щелочные и щелочноземельные металлы)  10.1. Элементы группы 1 - свойства и тенденции  10.2. Элементы группы 2 - свойства и тенденции  10.3. Необычные свойства лития и бериллия  10.4. Важные соединения натрия и их применения  10.5. Важные соединения магния и кальция
  11. Некоторые элементы p-блока  11.1. Общее введение в элементы р-блока  11.2. Элементы группы 13  11.2.1. Бор и его соединения  11.3. Элементы группы 14  11.3.1. Углерод и его аллотропы  11.3.2. Важные соединения углерода и кремния
  12. Органическая химия - Некоторые основные принципы и техники  12.1. Классификация и номенклатура органических соединений  12.2. Структурное представление органических соединений  12.3. Классификация органических реакций  12.4. Электронные эффекты в органической химии  12.4.1. Индуктивный эффект  12.4.2. Резонансный эффект  12.4.3. Гиперконъюгация  12.5. Механизм реакции и промежуточные виды  12.6. Очистка и качественный анализ органических соединений
  13. Углеводороды  13.1. Углеводороды  13.1.1. Получение и свойства алкенов  13.2. алкены  13.2.1. Preparation and Properties of Alkenes  13.2.2. Электрофильные реакции присоединения  13.3. Алкины  13.3.1. Подготовка и свойства алкинов  13.4. Ароматические углеводороды  13.4.1. Структура и свойства бензола  13.4.2. Электрофильные реакции замещения бензола
  14. Экологическая химия  14.1. Загрязнение окружающей среды  14.2. Атмосферное загрязнение и парниковый эффект  14.3. Загрязнение воды и методы очистки  14.4. Загрязнение почвы и его последствия  14.5. Промышленные отходы и их обработка  14.6. Стратегии контроля загрязнения

Одиннадцатый класс → Balance → Теория кислот и оснований ↓


Концепция Аррениуса


Концепция кислот и оснований Аррениуса — это одна из фундаментальных теорий в химии, описывающая, как кислоты и основания ведут себя в водных растворах. Эта теория была предложена шведским химиком Сванте Аррениусом в 1887 году. Его работа заложила основу для понимания природы кислот и оснований. Согласно Аррениусу, существуют специальные определения структуры кислот и оснований, основанные на их взаимодействии с водой.

Понимание определения кислот и оснований по Аррениусу

В концепции Аррениуса кислота определяется как вещество, увеличивающее концентрацию ионов водорода (H+) в водном растворе. Когда кислота растворяется в воде, она отдает ионы H+ раствору.

Обычным примером кислоты по Аррениусу является соляная кислота (HCl). Когда HCl растворяется в воде, она диссоциирует, образуя ионы водорода:

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq)

В отличие от этого, основание по Аррениусу определяется как вещество, увеличивающее концентрацию гидроксид-ионов (OH-) в водном растворе. Когда основание растворяется в воде, оно отдает ионы OH- раствору.

Типичным примером основания по Аррениусу является гидроксид натрия (NaOH). Когда NaOH растворяется в воде, он разлагается следующим образом:

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH- (aq)

Роль воды

В концепции Аррениуса вода играет важную роль в качестве растворителя, предоставляя среду для диссоциации кислот и оснований и образования ионов. Наличие воды позволяет кислотам диссоциировать на ионы H+, а основаниям — на ионы OH-, что характеризует их кислотную или основную природу.

Ограничения концепции Аррениуса

Хотя концепция Аррениуса предоставляет базовое понимание поведения кислот и оснований, у нее есть некоторые ограничения. Одним из важных ограничений является то, что она применима только к водным растворам. Это значит, что кислоты и основания, которые не диссоциируют или не образуют ионов в воде, не могут быть эффективно описаны этой теорией.

Еще одно ограничение заключается в том, что эта концепция не учитывает кислотно-основные реакции, которые не включают образование воды. Например, реакция между аммиаком (NH3) и газообразным хлороводородом (HCl) приводит к образованию хлористого аммония (NH4Cl), но эта реакция происходит без воды как растворителя:

NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s)

Концепция Аррениуса

Чтобы лучше понять концепцию Аррениуса, мы можем представить себе диссоциацию кислоты, например соляной кислоты в воде:

HCl H+ CL- Разделение

Пример: Сравнение различных кислот и оснований

Теперь давайте рассмотрим некоторые примеры и поймем, как различные кислоты и основания ведут себя согласно определению Аррениуса:

Кислота

  • Серная кислота (H2SO4): При растворении серной кислоты в воде она диссоциирует, высвобождая два иона водорода: 
    H2SO4 (aq) → 2H+ (aq) + SO42- (aq)
  • Азотная кислота (HNO3): При растворении азотной кислоты в воде она диссоциирует, образуя ионы водорода и нитрат-ионы: 
    HNO3 (aq) → H+ (aq) + NO3- (aq)
  • Уксусная кислота (CH3COOH): Уксусная кислота, при растворении в воде, частично диссоциирует, высвобождая ионы водорода: 
    CH3COOH (aq) ⇌ H+ (aq) + CH3COO- (aq)

Основания

  • Гидроксид калия (KOH): Гидроксид калия диссоциирует в воде, высвобождая гидроксид-ион: 
    KOH (aq) → K+ (aq) + OH- (aq)
  • Гидроксид кальция (Ca(OH)2): Гидроксид кальция диссоциирует в воде, образуя два гидроксид-иона: 
    Ca(OH)2 (aq) → Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)
  • Гидроксид аммония (NH4OH): Гидроксид аммония — это слабое основание, которое слегка диссоциирует в воде: 
    NH4OH (aq) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)

Заключение

Концепция Аррениуса предоставляет фундаментальное понимание того, как образуются кислоты и основания, акцентируя внимание на их поведении в воде. Хотя эта теория ограничивается водными растворами и не объясняет все кислотно-основные реакции, она является важной ступенью на пути к более полным теориям, которым следуют современные химики. Эта концепция предоставляет доступное введение в динамичный мир кислотно-основной химии, создавая основу для дальнейших открытий и изучения.


Одиннадцатый класс → 7.5.1


U
username
0%
завершено в Одиннадцатый класс

← Предыдущий (7.5)
Теория кислот и оснований
Следующий (7.5.2) →
Концепция Бренстеда-Лоури

Комментарии 



Концепция Аррениуса

https://www.chemistryelite.com/g11/7.5.1?ceal=ru