Quantum-mechanical Bohr model ng atom H. Quantum number. Ang konsepto ng isang electron orbital.
Sa kasalukuyan ay may dalawang modelo ng atom: Modelo ng Bohr(klasiko) at quantum mechanical. Ang unang modelo ay hindi angkop para sa paglalarawan ng mga atomo na may kumplikadong istraktura. Ang pangalawang modelo ay naglalarawan ng anumang istraktura ng isang atom.
Ang mga electron sa isang atom ay gumagalaw sa ilang (nakatigil) na mga orbit ng elektron sa paligid ng nucleus ng isang atom. Ang bawat naturang orbit para sa isang elektron ay tinatawag na antas ng enerhiya. Kapag ang isang elektron ay lumipat mula sa isang orbit patungo sa isa pa, ang mga electron ay naglalabas o sumisipsip ng enerhiya.
Ang enerhiya ng isang electron ay nakasalalay sa radius ng orbit nito. Ang pinakamababang enerhiya ng electron, na nasa pinakamalapit na orbit sa nucleus. Kapag ang isang dami ng enerhiya ay nasisipsip, ang elektron ay gumagalaw sa isang orbit na may mas mataas na enerhiya (nasasabik na estado). At kabaligtaran, kapag lumipat mula sa isang mataas na antas ng enerhiya patungo sa isang mas mababang antas, ang isang elektron ay nagbibigay (nagpapalabas) ng isang dami ng enerhiya. Isang halimbawa ng istruktura ng hydrogen atom ayon kay Bohr.
Ang konsepto ng isang electron orbital at quantum number
E Ang mga ulap ng elektron ay ang mga lugar kung saan nananatili ang isang elektron sa paligid ng nucleus ng isang atom.
Ang electronic orbital ay isang rehiyon ng espasyo sa paligid ng nucleus ng isang atom na may pinakamataas na posibilidad ng pagkakaroon ng electron (ang pinakamataas na density ay 90%).
Ang estado ng isang electron sa isang atom ay inilalarawan gamit ang 4 na numero, na tinatawag na quantum number:
Principal quantum number n
Inilalarawan: ang average na distansya mula sa orbital hanggang sa nucleus; ang estado ng enerhiya ng isang electron sa isang atom.
Kung mas malaki ang halaga ng n, mas mataas ang enerhiya ng electron at mas malaki ang laki ng electron cloud.
Mga acid, base, asin sa liwanag ng TED. Stepwise dissociation.
Sa tulong ng teorya electrolytic dissociation magbigay ng mga kahulugan at ilarawan ang mga katangian ng mga acid, base at asin.
Ang mga electrolyte ay tinatawag na mga acid, sa panahon ng dissociation kung saan ang mga hydrogen cation lamang ang nabuo bilang mga cation.
Halimbawa:
HCl \u003d H ++ Cl -; CH 3 COOH \u003d H + + CH 3 COO -
Ang pagiging basic ng isang acid ay tinutukoy ng bilang ng mga hydrogen cation na nabuo sa panahon ng dissociation. Kaya, HCl, HNO 3, - monobasic acids - isang hydrogen cation ang nabuo; Ang H 2 S, H 2 SO 4 ay dibasic, at ang H 3 PO 4 ay tribasic, dahil ang dalawa at tatlong hydrogen cation ay nabuo, ayon sa pagkakabanggit.
Ang mga dibasic at polybasic acid ay naghihiwalay nang sunud-sunod (unti-unti). Halimbawa:
H 3 PO 4 \u003d H + + H 2 PO 4 - (unang yugto)
H 2 PO 4 - \u003d H + + HPO 4 2- (ikalawang yugto)
HPO 4 2- =H + +PO 4 3- (ikatlong hakbang)
Ang mga base ay tinatawag na electrolytes, sa panahon ng dissociation kung saan ang mga hydroxyl ions lamang ang nabuo bilang anion.
Halimbawa:
KOH \u003d K ++ OH -; NH 4 OH \u003d NH 4 + + OH -
Ang mga base na natutunaw sa tubig ay tinatawag na alkalis. May kakaunti sa kanila. Ito ay mga alkaline base at mga metal na alkaline earth:
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, atbp.
Karamihan sa mga base ay bahagyang natutunaw sa tubig.
Ang kaasiman ng isang base ay tinutukoy ng bilang ng mga hydroxyl group nito (hydroxy groups). Halimbawa, ang NH 4 OH ay isang one-acid base, Ca(OH) 2 ay isang two-acid base, Fe(OH) 3 ay isang three-acid base, atbp. Ang dalawang- at polyacid base ay naghihiwalay sa mga hakbang:
Ca (OH) 2 \u003d Ca (OH) + + OH - (unang hakbang)
Ca (OH) + \u003d Ca 2+ + OH - (ikalawang hakbang)
Ang mga asin ay tinatawag na electrolytes, sa panahon ng dissociation kung saan nabuo ang mga metal cations (pati na rin ang ammonium NH 4 + cation) at mga anion ng acid residues.
Halimbawa:
(NH 4) 2 SO 4 \u003d 2NH 4 + + SO 4 2-; Na 3 PO4 \u003d 3Na + + PO 4 3-
Ito ay kung paano naghihiwalay ang mga gitnang asin. Ang acid at mga pangunahing asin ay naghihiwalay sa mga hakbang.
KHSO 4 = K + + HSO 4 -
HSO 4 - \u003d H + + SO 4 2-
Mg(OH)Cl = Mg(OH) + + Cl -
Mg(OH) + = Mg 2+ + OH -
Kaugnay na impormasyon:
- Gross domestic product (GDP) - katulad ng GNP, ngunit kinabibilangan lamang ng mga produkto at serbisyong ginawa sa loob ng mga pambansang hangganan (kabilang ang mga dayuhang negosyo).
Ang pagkasira ng mga molekula ng electrolyte sa mga ion sa ilalim ng pagkilos ng mga molekulang polar na solvent ay tinatawag electrolytic paghihiwalay. Mga sangkap may tubig na mga solusyon o kung saan natutunaw ang pag-uugali kuryente ay tinatawag na electrolytes.
Kabilang dito ang tubig, mga acid, base at asin. Kapag natunaw sa tubig, ang mga molekula ng electrolyte ay naghihiwalay sa mga positibong ion - mga kasyon at negatibo- anion. Ang proseso ng electrolytic dissociation ay sanhi ng pakikipag-ugnayan ng mga sangkap sa tubig o iba pang solvent, na humahantong sa pagbuo ng mga hydrated ions.
Kaya, ang isang hydrogen ion ay bumubuo ng isang hydronium ion:
H+ + H2O «H3O+.
Upang gawing simple, ang hydronium ion ay isinulat nang hindi tinukoy ang mga molekula ng tubig, iyon ay, H +.
NaCl + nH2O ® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,
o tinatanggap ang entry: NaCl « Na+ + Cl–.
Dissociation ng mga acid, base, asin
mga acid Ang mga electrolyte ay tinatawag na electrolytes, sa panahon ng dissociation kung saan ang mga hydrogen cation lamang ang nabuo bilang mga cation. Halimbawa,
HNO3 « H+ + NO3–
Ang mga polybasic acid ay naghihiwalay sa mga hakbang. Halimbawa, ang hydrosulfide acid ay naghihiwalay sa mga hakbang:
H2S « H++ + HS– (unang hakbang)
HS– « H+ + S2– (ikalawang yugto)
Ang paghihiwalay ng mga polybasic acid ay nagpapatuloy pangunahin sa unang yugto. Ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng katotohanan na ang enerhiya na dapat gugulin upang matanggal ang isang ion mula sa isang neutral na molekula ay minimal at nagiging mas malaki sa paghihiwalay sa bawat susunod na hakbang.
bakuran tinatawag na mga electrolyte na naghihiwalay sa solusyon, na bumubuo lamang ng mga hydroxide ions bilang mga anion. Halimbawa,
NaOH ® Na+ + OH–
Ang mga base ng polyacid ay naghihiwalay sa mga hakbang
Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (unang hakbang)
MgOH+ « Mg2+ + OH– (pangalawang hakbang)
Ang sunud-sunod na paghihiwalay ng mga acid at base ay nagpapaliwanag sa pagbuo ng acidic at basic na mga asin.
May mga electrolyte na naghihiwalay nang sabay-sabay bilang basic at bilang acidic. Tinatawag sila amphoteric.
H+ + RO– « ROH « R+ + OH–
Ang amphotericity ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng isang maliit na pagkakaiba sa lakas ng R–H at O–H na mga bono.
Kabilang sa mga amphoteric electrolytes ang tubig, hydroxides ng zinc, aluminum, chromium (III), lata (II, IV), lead (II, IV), atbp.
paghihiwalay amphoteric hydroxide, halimbawa Sn(OH)2, ay maaaring ipahayag ng equation:
2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–
2H2O¯ mga pangunahing katangian
2H+ + 2–
mga katangian ng acid
mga asin tinatawag na mga electrolyte, na, sa paghihiwalay, ay bumubuo ng mga metal na kasyon, o kumplikadong mga kasyon, at mga anion ng mga latak ng acid, o kumplikadong mga anion.
Ang mga medium na asing-gamot, natutunaw sa tubig, halos ganap na naghihiwalay
Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–
(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–
Ang mga acid salt ay naghihiwalay sa mga hakbang, halimbawa:
NaHCO3 « Na+ + HCO3– (unang hakbang)
Ang mga anion ng mga acid salt ay lalong hindi gaanong naghihiwalay:
HCO3– « H+ + CO32– (ikalawang yugto)
Ang dissociation ng pangunahing asin ay maaaring ipahayag sa pamamagitan ng equation
CuOHCl « CuOH+ + Cl– (unang yugto)
CuOH+ « Cu+2 + OH– (pangalawang hakbang)
Ang mga kasyon ng mga pangunahing asin sa ikalawang yugto ay naghihiwalay sa isang maliit na lawak.
Ang mga dobleng asing-gamot ay mga electrolyte na sa paghihiwalay ay bumubuo ng dalawang uri ng mga metal na kasyon. Halimbawa
KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.
Ang mga kumplikadong asing-gamot ay mga electrolyte, sa panahon ng dissociation kung saan nabuo ang dalawang uri ng mga ions: simple at kumplikado. Halimbawa:
Na2 « 2Na+ + 2–
Ang quantitative na katangian ng electrolytic dissociation ay antas ng paghihiwalaya, katumbas ng ratio ng bilang ng mga molekula na nabulok sa mga ion (n), hanggang kabuuang bilang mga natunaw na molekula (N)
Ang antas ng dissociation ay ipinahayag sa mga fraction ng isang yunit o porsyento.
Ayon sa antas ng dissociation, ang lahat ng mga electrolyte ay nahahati sa malakas (a> 30%), mahina (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).
Malakas na electrolytes Kapag natunaw sa tubig, sila ay ganap na naghihiwalay sa mga ion. Kabilang dito ang:
|
HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4 |
|
|
Mga pundasyon |
NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2 |
|
natutunaw sa tubig (appendix, talahanayan 2) |
Mga katangian ng acid-base ng mga organikong compound, ionization. Ang papel ng ionization sa pagpapakita ng biological na aktibidad
Ayon sa teorya ng electrolytic dissociation ni Arrhenius (1887), ang mga acid ay mga sangkap na naghihiwalay sa mga may tubig na solusyon na may pagbuo lamang ng mga hydrogen cation H + bilang mga cation, ang mga base ay mga sangkap, sa panahon ng paghihiwalay kung saan ang mga hydroxide anion OH - ay nabuo bilang anion. Ang mga kahulugan na ito ay may bisa para sa mga reaksyong nagaganap sa mga may tubig na solusyon. Kasabay nito, ang isang malaking bilang ng mga reaksyon na humahantong sa pagbuo ng mga asin ay kilala, ngunit ang mga reactant ay hindi mga acid at base ayon sa Arrhenius theory. Noong 1923, dalawang teorya ng mga acid at base ang iminungkahi: ang protolytic theory nina Brønsted at Lowry, at ang electronic theory ni Lewis.
Ayon sa protolithic theory, mga acid – ito ay mga ions o molekula na may kakayahang mag-donate ng hydrogen cation, i.e. mga sangkap na nagbibigay ng mga proton . Mga pundasyon – ang mga ito ay mga molekula o mga ion na may kakayahang magdikit ng hydrogen cation, ibig sabihin, mga sangkap na proton acceptors o donor ng isang pares ng electron na kailangan para sa pagdaragdag ng isang proton. Ayon sa teoryang ito, ang isang acid at isang base ay bumubuo ng isang conjugate na pares at nauugnay sa pamamagitan ng equation: acid ↔ base + H +.
Sa protolytic theory, ang mga konsepto ng mga acid at base ay tumutukoy lamang sa function na ginagawa ng isang substance sa isang ibinigay na reaksyon. Ang parehong sangkap, depende sa kasosyo sa reaksyon, ay maaaring gumanap ng function ng parehong acid at isang base:
Karaniwan, ang kaasiman ay tinukoy na may kaugnayan sa tubig bilang isang base. Ang isang quantitative assessment ng acidity (lakas ng acid) ay isinasagawa sa pamamagitan ng paghahambing ng equilibrium constants ng mga reaksyon para sa paglipat ng isang proton mula sa isang acid patungo sa isang base.
Ang konsentrasyon ng tubig ay halos hindi nagbabago, samakatuwid, ang pagpaparami ng kanan at kaliwang bahagi ng equation na ito sa pamamagitan ng [H 2 O], nakukuha natin ang sumusunod na expression:
K a - pare-pareho ang kaasiman, mas malaki ang halaga ng acidity constant, mas malakas ang acid. Sa pagsasagawa, para sa kaginhawahan, madalas na hindi ang acidity constant ang ginagamit, ngunit ang negatibong decimal logarithm ng acidity constant, na tinatawag na acidity index pK a \u003d - lg K a. Para sa acetic acid, ang acidity constant ay K a \u003d 1.75 10 -5, at ang acidity index pK a \u003d 4.75. Kung mas mababa ang halaga ng pKa, mas malakas ang acid. Para sa isang mas malakas na formic acid, ang mga halagang ito ay pantay, ayon sa pagkakabanggit: K a \u003d 1.7 10 -4, pKa \u003d 3.77.
Ang isang paghahambing na pagsusuri ng lakas ng mga acid (pagsusuri ng husay) ay isinasagawa sa pamamagitan ng paghahambing ng katatagan ng mga base ng conjugate (anion) na naaayon sa mga acid. Kung mas matatag ang anion (base) na nakakabit sa acid, mas malakas ang acid na nakadugtong dito. Ang katatagan ng mga anion ay nakasalalay sa antas ng delokalisasi ng negatibong singil - mas maraming negatibong singil ang nadelokalis, mas matatag ang anion, mas malakas ang conjugate acid.
Ang antas ng negatibong delokalisasi ng singil ay nakasalalay sa mga sumusunod na salik:
mula sa likas na katangian ng acid center atom, i.e. sa electronegativity at radius nito (polarizability);
sa likas na katangian ng radikal na nauugnay dito;
mula sa elektronikong istraktura ng anion;
4) mula sa impluwensya ng solvent.
Impluwensya ng likas na katangian ng atom ng sentro ng acid
Depende sa likas na katangian ng acid center, mayroong: OH-acids (alcohols, phenols, carboxylic acids), SH-acids (thiols), NH-acids (amides, amines), CH-acids (hydrocarbons). Upang isaalang-alang ang impluwensya ng electronegativity ng acid center atom, kumukuha kami ng mga compound kung saan ang mga atom ng acid center ay nauugnay sa parehong mga substituent: CH 4, NH 3, H 2 O. Ang lahat ng mga atom ng acid center ay matatagpuan sa Sa parehong panahon, ang electronegativity ay tumataas mula sa carbon hanggang oxygen, sa parehong direksyon mayroong isang pagtaas sa polarity ng mga bono at isang pagbawas sa lakas ng mga bono ng mga atom ng mga sentro ng acid na may isang hydrogen atom. Kaya, maaari nating sabihin na ang kakayahan ng mga compound na hatiin ang hydrogen cation ay tumataas kapag dumaan mula sa mitein patungo sa tubig, i.e. maging proton donor. Kasabay nito, sa serye ng mga umuusbong na H 3 C - , H 2 N - , HO - anion, ang kanilang katatagan ay tumataas, dahil sa pagtaas ng electronegativity ng acid center atom, ang kakayahang humawak ng negatibong singil ay tumataas. Sa serye ng mga compound na mitein - ammonia - tubig, ang mga acidic na katangian ay pinahusay. Ang paghahambing ng molekula ng H 2 S sa tatlong molekulang ito, kinakailangang isaalang-alang hindi lamang ang electronegativity ng sulfur atom, kundi pati na rin ang atomic radius ng sulfur at ang polarizability ng atom na ito. Ang sulfur ay intermediate sa electronegativity sa pagitan ng carbon at nitrogen. Batay sa pangangatwiran sa itaas, inaasahan ng isa na ang acidic na katangian ng H 2 S ay magiging mas malinaw kaysa sa mitein, ngunit mas mahina kaysa sa ammonia. Ngunit ang sulfur atom sa mga itinuturing na acid site ay may pinakamalaking atomic radius (bilang isang elemento ng ikatlong yugto), na nagiging sanhi ng mas mahabang haba ng bono sa hydrogen atom at ang mas mababang lakas nito. Bilang karagdagan, ang atomic radius, na mas malaki kaysa sa iba pang mga acid site, ay nagbibigay ng mas malaking polarizability ng sulfur atom, ibig sabihin, ang kakayahan ng HS anion na ikalat ang density ng elektron at negatibong singil sa mas malaking volume, na nagpapataas ng katatagan. ng anion na ito kung ihahambing sa mga isinasaalang-alang sa itaas. Kaya, ang mga acid na ito at ang kanilang mga kaukulang conjugated base (anion) ay maaaring ayusin sa isang hilera ayon sa pagpapahusay ng mga acidic na katangian at ang pagtaas sa katatagan ng mga anion:
Ang isang katulad na larawan ay sinusunod din para sa mga compound kung saan ang acid center atom ay nakagapos sa parehong organikong radical:
Ang mga CH acid ay nagpapakita ng pinakamahina na katangian ng acid, bagaman ang mga alkanes, alkenes, at alkynes ay medyo naiiba sa kaasiman.
Ang pagtaas ng acidity sa seryeng ito ay dahil sa pagtaas ng electronegativity ng carbon atom sa panahon ng paglipat mula sa sp 3 - sa sp hybridization.
Impluwensya ng mga Substituent na Naka-link sa Acid Site
Ang mga pamalit na nag-withdraw ng elektron ay nagpapataas ng kaasiman mga koneksyon. Sa pamamagitan ng paglilipat ng densidad ng elektron sa kanilang sarili, nag-aambag sila sa pagtaas ng polarity at pagbaba sa lakas ng bono sa pagitan ng acid center atom at ng hydrogen atom, at pinapadali ang pag-aalis ng isang proton. Ang paglilipat ng densidad ng elektron sa pamalit na pag-withdraw ng elektron ay humahantong sa isang mas malaking delokalisasi ng negatibong singil sa anion at pagtaas ng katatagan nito.
Ang mga electron donor substituent ay binabawasan ang kaasiman ng mga compound, dahil inilipat nila ang density ng elektron mula sa kanilang sarili, na humahantong sa lokalisasyon ng isang negatibong singil sa atom ng sentro ng acid sa anion at isang pagbawas sa katatagan nito, isang pagtaas sa enerhiya nito, na nagpapahirap sa pagbuo nito.
Impluwensya ng elektronikong istraktura ng mga anion
Ang antas ng delokalisasi ng negatibong singil sa anion at ang katatagan nito ay malakas na apektado ng pagkakaroon ng isang conjugated system at ang pagpapakita ng mesomeric effect. Ang delokalisasi ng negatibong singil sa kahabaan ng conjugation system ay humahantong sa pagpapapanatag ng anion, ibig sabihin, sa pagpapahusay ng mga acidic na katangian ng mga molekula.
Ang mga molekula ng mga carboxylic acid at phenol ay bumubuo ng mas matatag na mga anion at nagpapakita ng mas malakas na mga katangian ng acid kaysa sa mga aliphatic na alkohol at thiol, kung saan ang mesomeric na epekto ay hindi ipinapakita.
Epekto ng pantunaw
Ang epekto ng solvent sa pagpapakita ng mga acidic na katangian ng compound ay maaaring maging makabuluhan. Kaya, halimbawa, ang hydrochloric acid, na isang malakas na acid sa isang may tubig na solusyon, ay halos hindi nagpapakita ng mga acidic na katangian sa isang benzene solution. Ang tubig, bilang isang mabisang ionizing solvent, ay natutunaw ang mga nabuong ion, sa gayon ay nagpapatatag sa kanila. Ang mga molekula ng Benzene, bilang nonpolar, ay hindi maaaring magdulot ng makabuluhang ionization ng mga molekula ng hydrogen chloride at hindi makapagpapatatag ng mga nabuong ion dahil sa solvation.
Sa protolytic theory ng mga acid at base, dalawang uri ng mga base ay nakikilala - mga p-base at n-base(mga base ng onium).
mga p-base ay mga compound na nagbibigay ng isang pares ng mga electron ng p-bond upang bumuo ng isang bono sa isang proton. Kabilang dito ang mga alkenes, dienes, mga aromatic compound. Ang mga ito ay napakahina na mga base, dahil ang isang pares ng mga electron ay hindi libre, ngunit bumubuo ng isang p-bond, iyon ay, ito ay kabilang sa parehong mga atomo. Para sa edukasyon s-Ang mga bono sa isang proton ay kailangan munang putulin ang p-bond, na nangangailangan ng enerhiya.
n-Base (mga base ng onium) - Ito ay mga molekula o ion na nagbibigay ng nag-iisang pares ng mga p-electron upang bumuo ng isang bono sa isang proton. Ayon sa likas na katangian ng pangunahing sentro, mayroong: mga base ng ammonium, mga base ng oxonium at mga base ng sulfonium.
Mga base ng ammonium - ito ay mga compound kung saan ang sentro ng basicity ay isang nitrogen atom na may nag-iisang pares ng p-electrons (amines, amides, nitriles, nitrogen-containing heterocycles, imines, atbp.)
Mga base ng oxonium- ito ay mga compound kung saan ang sentro ng basicity ay isang oxygen atom na may nag-iisang pares ng p-electrons (alcohols, ethers at esters, aldehydes, ketones, carboxylic acids, atbp.)
Mga base ng sulfonium - ito ay mga compound kung saan ang sentro ng basicity ay isang sulfur atom na may nag-iisang pares ng p-electrons (thioalcohols, thioethers, atbp.).
Ang lakas ng base B sa tubig ay maaaring matantya sa pamamagitan ng pagsasaalang-alang sa ekwilibriyo:
Ang basicity constant K B, pati na rin ang acidity constant K a, para sa kaginhawahan, ay ipinahayag ng halaga ng pK B, ayon sa bilang na katumbas ng negatibong decimal logarithm ng basicity constant. Kung mas malaki ang basicity constant K B at mas maliit ang pK B, mas malakas ang base.
Upang mabilang ang lakas ng mga base, ginagamit din ang acidity index pK a ng conjugate acid BH +, na tinutukoy ng pK BH +:
Kung mas maliit ang value ng K BH + at mas malaki ang value ng pK BH +, mas malakas ang base. Ang mga halaga ng pK B sa tubig ay maaaring ma-convert sa pK BH + gamit ang ratio: pK B + pK BH + = 14.
Ang lakas ng mga base ay nakasalalay sa: 1) ang likas na katangian ng atom ng pangunahing sentro - electronegativity at polarizability (sa radius ng atom); 2) mula sa mga elektronikong epekto ng mga substituent na nauugnay sa pangunahing sentro; 3) mula sa impluwensya ng solvent.
Impluwensya ng likas na katangian ng atom ng pangunahing sentro
Sa pagtaas ng electronegativity ng atom ng pangunahing sentro, bumababa ang lakas ng mga base, dahil mas malaki ang electronegativity, mas malakas na hawak ng atom ang nag-iisang pares ng mga electron nito, at sa gayon ay mas mahirap para dito na ibigay ito sa bumuo ng isang bono sa isang proton. Batay dito, ang mga base ng oxonium ay mas mahina kaysa sa mga base ng ammonium na naglalaman ng parehong mga substituent sa pangunahing sentro:
Ang mga base ng sulfonium na naglalaman ng parehong mga substituent sa pangunahing sentro ay nagpapakita ng mas mahinang mga pangunahing katangian. Ang sulfur atom, bagama't hindi gaanong electronegative kaysa sa oxygen at nitrogen atoms, ay may mas malaking atomic radius at nailalarawan sa pamamagitan ng higit na polarizability, kaya mas mahirap para sa nag-iisang pares ng mga electron ng panlabas na layer na bumuo ng isang bono sa isang proton.
Impluwensya ng mga kinatawan na nauugnay sa pangunahing sentro
Ang mga electron-donor substituent, sa pamamagitan ng paglilipat ng densidad ng elektron sa atom ng pangunahing sentro, ay nagpapadali sa pagdaragdag ng isang proton, sa gayo'y nagpapahusay sa mga pangunahing katangian. Electron-withdraw substituents, paglilipat ng electron density patungo sa kanilang sarili, bawasan ito sa pangunahing sentro, na nagpapahirap sa paglakip ng isang proton at humina sa mga pangunahing katangian:
Impluwensya ng solvent:
Dahil ang pagtaas sa lakas ng base ay nauugnay sa pagtaas ng kakayahang mag-attach ng isang proton at, dahil dito, sa pagtaas ng bahagyang negatibong singil sa pangunahing sentro, maaaring asahan ng isang tao ang pagtaas ng basicity sa serye ng mga base ng ammonium NH 3< RNH 2 < R 2 NH < R 3 N в результате усиления индуктивного эффекта при последовательном увеличении числа алкильных групп. В действительности, однако, ряд аминов имеет следующие значения рК ВН + :
Tulad ng inaasahan, ang pagpapakilala ng isang pangkat ng alkyl sa molekula ng ammonia ay makabuluhang nagpapataas sa pagiging pangunahing mga compound, na ang pangkat ng ethyl ay may bahagyang mas malaking epekto kaysa sa pangkat ng methyl. Ang pagpapakilala ng pangalawang pangkat ng alkyl ay humahantong sa isang karagdagang pagtaas sa basicity, ngunit ang epekto ng pagpapakilala nito ay hindi gaanong binibigkas. Ang pagpapakilala ng isang ikatlong pangkat ng alkyl ay humahantong sa isang kapansin-pansing pagbaba sa basicity. Ang larawang ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng katotohanan na ang basicity ng amine sa tubig ay natutukoy hindi lamang sa laki ng negatibong singil na nagmumula sa nitrogen atom, kundi pati na rin sa kakayahan ng cation na nabuo pagkatapos ng pagdaragdag ng isang proton sa solvation, at, dahil dito, ang pagpapapanatag nito. Ang mas maraming hydrogen atoms ay nakagapos sa nitrogen atom, mas maraming solvation ang nagpapakita ng sarili dahil sa paglitaw ng intermolecular hydrogen bonds, at nagiging mas matatag ang cation. Sa itaas na serye ng mga compound, ang basicity ay tumataas, ngunit ang stabilization ng cation bilang resulta ng hydration sa parehong direksyon ay bumababa at binabawasan ang manifestation ng basicity. Ang ganitong pagbabago ay hindi sinusunod kung ang mga pangunahing sukat ay isinasagawa sa mga solvent kung saan walang hydrogen bonds: ang basicity ng butylamines sa chlorobenzene ay tumataas sa serye: C 4 H 9 NH 2< (С 4 Н 9) 2 NH < (С 4 Н 9) 3 N.
Lektura #5
Mga mapagkumpitensyang reaksyon ng nucleophilic substitution at elimination sa isang saturated carbon atom
Sa mga reaksyon ng pagpapalit ng nucleophilic, ang mga alkohol, thiol, amine, at halogen derivative ay kumikilos bilang mga substrate; mga compound na ang mga molekula ay naglalaman ng sp 3 hybridized carbon atoms na nakagapos ng isang covalent polar bond na may mas electronegative na atom ng functional group. Ang mga anion at neutral na molekula na may atom na may isa o higit pang mga pares ng mga electron ay kumikilos bilang mga nucleophilic na particle sa mga reaksyong ito.
Sa mahiwagang mundo ng kimika, posible ang anumang pagbabago. Halimbawa, maaari kang makakuha ng isang ligtas na sangkap na kadalasang ginagamit sa pang-araw-araw na buhay mula sa ilang mga mapanganib. Ang ganitong pakikipag-ugnayan ng mga elemento, bilang isang resulta kung saan nakuha ang isang homogenous na sistema, kung saan ang lahat ng mga sangkap na pumapasok sa isang reaksyon ay nasira sa mga molekula, atomo at ion, ay tinatawag na solubility. Upang maunawaan ang mekanismo ng pakikipag-ugnayan ng mga sangkap, ito ay nagkakahalaga ng pagbibigay pansin talahanayan ng solubility.
Sa pakikipag-ugnayan sa
Mga kaklase
Ang talahanayan, na nagpapakita ng antas ng solubility, ay isa sa mga tulong para sa pag-aaral ng kimika. Ang mga nakakaunawa sa agham ay hindi palaging maaalala kung paano natutunaw ang ilang mga sangkap, kaya dapat kang laging may isang mesa sa kamay.
Nakakatulong ito sa paglutas ng mga kemikal na equation kung saan kasangkot ang mga ionic na reaksyon. Kung ang resulta ay isang hindi matutunaw na sangkap, kung gayon ang reaksyon ay posible. Mayroong ilang mga pagpipilian:
- Ang sangkap ay natutunaw nang maayos;
- bahagyang natutunaw;
- Halos hindi matutunaw;
- Hindi matutunaw;
- Hydrolyzes at hindi umiiral sa contact na may tubig;
- ay wala.
mga electrolyte
Ito ay mga solusyon o haluang metal na nagsasagawa ng kuryente. Ang kanilang electrical conductivity ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng mobility ng mga ions. Ang mga electrolyte ay maaaring nahahati sa 2 pangkat:
- Malakas. Lubusang matunaw, anuman ang antas ng konsentrasyon ng solusyon.
- Mahina. Ang dissociation ay bahagyang nagaganap, depende sa konsentrasyon. Bumababa sa mataas na konsentrasyon.
Sa panahon ng dissolution, ang mga electrolyte ay naghihiwalay sa mga ion na may iba't ibang singil: positibo at negatibo. Kapag nakalantad sa kasalukuyang, ang mga positibong ion ay nakadirekta patungo sa katod, habang ang mga negatibong ion ay nakadirekta patungo sa anode. Ang katod ay positibo at ang anode ay negatibo. Bilang isang resulta, ang paggalaw ng mga ion ay nangyayari.
Kasabay ng dissociation, ang kabaligtaran na proseso ay nagaganap - ang kumbinasyon ng mga ion sa mga molekula. Ang mga acid ay tulad ng mga electrolyte, sa panahon ng agnas kung saan nabuo ang isang cation - isang hydrogen ion. Ang mga anionic na base ay mga hydroxide ions. Ang alkalis ay mga base na natutunaw sa tubig. Ang mga electrolyte na may kakayahang bumuo ng parehong mga cation at anion ay tinatawag na amphoteric.
mga ion
Ito ay tulad ng isang particle kung saan mayroong higit pang mga proton o electron, ito ay tatawaging anion o cation, depende sa kung ano ang higit pa: proton o electron. Bilang mga independiyenteng particle, matatagpuan ang mga ito sa maraming estado ng pagsasama-sama: mga gas, likido, kristal, at plasma. Ang konsepto at pangalan ay ipinakilala ni Michael Faraday noong 1834. Pinag-aralan niya ang epekto ng kuryente sa mga solusyon ng acids, alkalis at salts.
Ang mga simpleng ion ay nagdadala ng nucleus at mga electron. Ang nucleus ay bumubuo ng halos buong atomic mass at binubuo ng mga proton at neutron. Ang bilang ng mga proton ay tumutugma sa serial number ng atom sa periodic system at sa singil ng nucleus. Ang ion ay walang tiyak na mga hangganan dahil sa paggalaw ng alon ng mga electron, kaya imposibleng sukatin ang kanilang sukat.
Ang detatsment ng isang electron mula sa isang atom ay nangangailangan, sa turn, ang paggasta ng enerhiya. Ito ay tinatawag na ionization energy. Kapag ang isang elektron ay nakakabit, ang enerhiya ay inilabas.
Cations
Ito ay mga particle na may positibong singil. Maaari silang magkaroon ng iba't ibang halaga ng singil, halimbawa: Ang Ca2+ ay isang dobleng sisingilin na kation, ang Na+ ay isang singilin na kasyon. Lumipat sa negatibong cathode sa isang electric field.
anion
Ito ay mga elemento na may negatibong singil. At mayroon din itong ibang bilang ng mga singil, halimbawa, ang CL- ay isang singly charged na ion, ang SO42- ay isang double charged na ion. Ang mga nasabing elemento ay bahagi ng mga sangkap na may isang ionic na kristal na sala-sala, sa karaniwang asin at maraming mga organikong compound.
- sosa. alkali na metal. Ang pagbibigay ng isang elektron na matatagpuan sa panlabas na antas ng enerhiya, ang atom ay magiging isang positibong kation.
- Chlorine. Ang isang atom ng elementong ito ay tumatagal ng isang elektron sa huling antas ng enerhiya, ito ay magiging negatibong chloride anion.
- asin. Ang sodium atom ay nag-donate ng electron sa chlorine, bilang resulta, sa crystal lattice, ang sodium cation ay napapalibutan ng anim na chlorine anion at vice versa. Bilang resulta ng reaksyong ito, nabuo ang isang sodium cation at isang chloride anion. Dahil sa kapwa pagkahumaling, nabuo ang sodium chloride. Ang isang malakas na ionic bond ay nabuo sa pagitan nila. Ang mga asin ay mga kristal na compound na may ionic bond.
- nalalabi ng acid. Ito ay isang negatibong sisingilin na ion na matatagpuan sa isang kumplikadong inorganic compound. Ito ay matatagpuan sa mga formula ng acids at salts, karaniwan itong nakatayo pagkatapos ng cation. Halos lahat ng naturang residues ay may sariling acid, halimbawa, SO4 - mula sa sulfuric acid. Ang mga acid ng ilang mga nalalabi ay hindi umiiral, at sila ay isinulat nang pormal, ngunit sila ay bumubuo ng mga asin: ang phosphite ion.
Ang Chemistry ay isang agham kung saan posible na lumikha ng halos anumang mga himala.
Electrolyte - sangkap, na nagsasagawa kuryente dahil sa paghihiwalay sa mga ion anong nangyayari sa mga solusyon at natutunaw, o paggalaw ng mga ion papasok kristal na sala-sala solid electrolytes. Ang mga halimbawa ng mga electrolyte ay mga may tubig na solusyon mga acid, mga asin at bakuran at ilan mga kristal(Halimbawa, pilak iodide, zirconia). Mga electrolyte - mga konduktor ng pangalawang uri, mga sangkap na ang electrical conductivity ay dahil sa mobility ng mga ions.
Batay sa antas ng dissociation, ang lahat ng electrolytes ay nahahati sa dalawang grupo
Malakas na electrolytes- electrolytes, ang antas ng dissociation kung saan sa mga solusyon ay katumbas ng isa (iyon ay, sila ay ganap na dissociate) at hindi nakasalalay sa konsentrasyon ng solusyon. Kabilang dito ang karamihan ng mga asin, alkalis, pati na rin ang ilang mga acid (malakas na acid tulad ng: HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4).
Mahinang electrolytes- ang antas ng dissociation ay mas mababa kaysa sa pagkakaisa (iyon ay, hindi sila ganap na naghihiwalay) at bumababa sa pagtaas ng konsentrasyon. Kabilang dito ang tubig, isang bilang ng mga acid (mahinang acid tulad ng HF), mga base ng p-, d-, at f-element.
Walang malinaw na hangganan sa pagitan ng dalawang pangkat na ito; ang parehong sangkap ay maaaring magpakita ng mga katangian ng isang malakas na electrolyte sa isang solvent, at isang mahina sa isa pa.
Isotonic ratio(din Van't Hoff factor; ipinapahiwatig i) ay isang walang sukat na parameter na nagpapakilala sa pag-uugali ng isang sangkap sa solusyon. Ito ay katumbas ng numero sa ratio ng halaga ng ilang colligative property ng isang solusyon ng isang naibigay na substance at ang halaga ng parehong colligative property ng isang non-electrolyte ng parehong konsentrasyon, na may iba pang mga parameter ng system na hindi nagbabago.
Ang mga pangunahing probisyon ng teorya ng electrolytic dissociation
1. Kapag natunaw sa tubig, ang mga electrolyte ay nabubulok (nahihiwalay) sa mga ions - positibo at negatibo.
2. Sa ilalim ng pagkilos ng isang electric current, ang mga ion ay nakakakuha ng direktang paggalaw: ang mga positibong sisingilin na mga particle ay lumilipat patungo sa katod, ang mga negatibong sisingilin na mga particle ay lumilipat patungo sa anode. Samakatuwid, ang mga particle na may positibong charge ay tinatawag na mga cation, at ang mga particle na may negatibong charge ay tinatawag na mga anion.
3. Ang direksyong paggalaw ay nangyayari bilang resulta ng kanilang pagkahumaling sa pamamagitan ng magkasalungat na sisingilin na mga electrodes (ang cathode ay negatibong sisingilin, at ang anode ay positibong sisingilin).
4. Ang ionization ay isang prosesong nababaligtad: kahanay ng pagkabulok ng mga molekula sa mga ion (dissociation), ang proseso ng pagsasama-sama ng mga ion sa mga molekula (asosasyon) ay nagpapatuloy.
Batay sa teorya ng electrolytic dissociation, ang mga sumusunod na kahulugan ay maaaring ibigay para sa mga pangunahing klase ng mga compound:
Ang mga acid ay tinatawag na electrolytes, sa panahon ng dissociation kung saan ang mga hydrogen ions lamang ang nabuo bilang mga cation. Halimbawa,
HCl → H + + Cl - ; CH 3 COOH H + + CH 3 COO - .
Ang pagiging basic ng isang acid ay tinutukoy ng bilang ng mga hydrogen cation na nabuo sa panahon ng dissociation. Kaya, ang HCl, HNO 3 ay monobasic acid, H 2 SO 4, H 2 CO 3 ay dibasic, H 3 PO 4, H 3 AsO 4 ay tribasic.
Ang mga base ay tinatawag na electrolytes, sa panahon ng dissociation kung saan ang mga hydroxide ions lamang ang nabuo bilang anion. Halimbawa,
KOH → K + + OH - , NH 4 OH NH 4 + + OH - .
Ang mga baseng nalulusaw sa tubig ay tinatawag na alkalis.
Ang kaasiman ng isang base ay tinutukoy ng bilang ng mga hydroxyl group nito. Halimbawa, ang KOH, NaOH ay one-acid base, Ca (OH) 2 ay dalawang acid, Sn (OH) 4 ay four-acid, atbp.
Ang mga asin ay tinatawag na electrolytes, sa panahon ng dissociation kung saan ang mga metal cations (pati na rin ang NH 4 + ion) at mga anion ng acid residues ay nabuo. Halimbawa,
CaCl 2 → Ca 2+ + 2Cl - , NaF → Na + + F - .
Ang mga electrolyte, sa panahon ng dissociation kung saan, depende sa mga kondisyon, ang parehong mga hydrogen cation at anion - hydroxide ions ay maaaring mabuo nang sabay-sabay, ay tinatawag na amphoteric. Halimbawa,
H 2 O H + + OH -, Zn (OH) 2 Zn 2+ + 2OH -, Zn (OH) 2 2H + + ZnO 2 2- o Zn (OH) 2 + 2H 2 O 2- + 2H +.
Cation- positibo sinisingil at siya. Ito ay nailalarawan sa pamamagitan ng magnitude ng positibong singil sa kuryente: halimbawa, ang NH 4 + ay isang singilin na kasyon, Ca 2+
dobleng sisingilin na kasyon. AT electric field ang mga kasyon ay lumipat sa negatibo elektrod - katod
Nagmula sa Griyegong καθιών "pababa, pababa". Ipinakilala ang termino Michael Faraday sa 1834.
Anion - atom, o molekula, singil ng kuryente na negatibo, dahil sa labis mga electron kumpara sa bilang ng mga positibo mga singil sa elementarya. Kaya ang anion ay negatibong sisingilin at siya. Pagsingil ng Anion discrete at ipinahayag sa mga yunit ng elementarya na negatibong singil sa kuryente; Halimbawa, Cl− ay isang single charged anion, at ang natitira sulpuriko acid Ang SO 4 2− ay isang dobleng sisingilin na anion. Ang mga anion ay matatagpuan sa mga solusyon ng karamihan mga asin, mga acid at bakuran, sa mga gas, Halimbawa, H− , pati na rin sa kristal na sala-sala koneksyon sa ionic bond, halimbawa, sa mga kristal asin, sa mga ionic na likido at sa natutunaw marami mga di-organikong sangkap.