Химическая формула — Википедия
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Хими́ческая фо́рмула — условное обозначение химического состава и структуры соединений с помощью символов химических элементов, числовых и вспомогательных знаков (скобок, тире и т. п.). Химические формулы являются составной частью языка химии, на их основе составляются схемы и уравнения химических реакций, а также химическая классификация и номенклатура веществ[1]. Одним из первых начал использовать их русский химик А. А. Иовский.
Химическая формула может обозначать или отражать[1]:
Например, формула HNO3 обозначает:
- 1 молекулу азотной кислоты или 1 моль азотной кислоты;
- качественный состав: молекула азотной кислоты состоит из водорода, азота и кислорода;
- количественный состав: в состав молекулы азотной кислоты входят один атом водорода, один атом азота и три атома кислорода.
В настоящее время различают следующие виды химических формул:
- Простейшая формула. Может быть получена опытным путём через определение соотношения химических элементов в веществе с применением значений атомной массы элементов. Так, простейшая формула воды будет H
- Истинная формула. Молекулярная формула[3] — может быть получена, если известна молекулярная масса[3] вещества. Истинная формула воды Н2О, что совпадает с простейшей. Истинная формула бензола С6Н6, что отличается от простейшей. Истинные формулы также называют брутто-формулами. Они отражают состав, но не структуру молекул вещества. Истинная формула показывает точное количество атомов каждого элемента в одной молекуле. Этому количеству отвечает [нижний] индекс — маленькая цифра после символа соответствующего элемента. Если индекс равен 1, то есть в молекуле присутствует только один атом данного элемента, то такой индекс не указывают.
- Рациональная формула. В рациональных формулах выделяются группы атомов, характерные для классов химических соединений. Например, для спиртов выделяется группа -ОН. При записи рациональной формулы такие группы атомов заключаются в круглые скобки (ОН). Количество повторяющихся групп обозначаются числами в формате нижних индексов, которые ставятся сразу за закрывающей скобкой. Квадратные скобки применяются для отражения структуры комплексных соединений. Например, К4[Co(CN)6][4] — гексацианокобальтат калия. Рациональные формулы часто встречаются в полуразвернутом виде, когда часть одинаковых атомов показывается по отдельности для лучшего отражения строения молекулы вещества.
- Формула Маркуша представляют собой формулу, в которой выделяется активное ядро и некоторое количество вариантов заместителей, объединяемых в группу альтернативных структур. Она является удобным способом обозначения химических структур в обобщенном виде. Формула относится к описанию целого класса веществ. Использование «широких» формул Маркуша в химических патентах приводит к массе проблем и дискуссий.
- Эмпирическая формула. Разные авторы могут использовать этот термин для обозначения простейшей[5], истинной или рациональной[6] формулы.
- Структурная формула
Например, для этанола:
- Простейшая формула: С2Н6О
- Истинная, эмпирическая, или брутто-формула: С2Н6О
- Рациональная формула: С2Н5ОН
- Рациональная формула в полуразвернутом виде: СН3СН2ОН
- Структурная формула (2D):
Н Н │ │ Н—С—С—О—Н │ │ Н Н
- Структурная формула (3D):
- Вариант 1:
- Вариант 2:
Простейшей формуле С2Н6О в равной мере может соответствовать и диметиловый эфир (рациональная формула; структурная изомерия): СН3—О—СН3.
Существуют и другие способы записи химических формул. Новые способы появились в конце 1980-х с развитием персональной компьютерной техники (SMILES, WLN, ROSDAL, SLN и др.). В персональных компьютерах для работы с химическими формулами также используются специальные программные средства, называемые молекулярными редакторами.
- ↑ 1 2 Основные понятия химии
- ↑ Различают эмпирическую и истинную формулы. Эмпирическая формула выражает простейшую формулу вещества (химического соединения), которую устанавливают путём элементного анализа. Так, анализ показывает, что простейшая, или эмпирическая, формула некоторого соединения соответствует CH.
- ↑ 1 2 Строго говоря, нельзя употреблять термины «молекулярная формула» и «молекулярная масса» соли, поскольку в солях нет молекул, а имеются только упорядоченные решётки, состоящие из ионов. Ни один из ионов натрия [катион] в структуре хлорида натрия не «принадлежит» какому-либо конкретному хлорид-иону [аниону]. Правильно говорить о химической формуле соли & соответствующей ей формульной массе. Поскольку химическая формула (истинная) хлорида натрия — NaCl, формульная масса хлорида натрия определяется как сумма атомных масс одного атома натрия и одного атома хлора:
1 атом натрия: 22,990 а. е. м.
1 атом хлора: 35,453 а. е. м.
———————————
Итого: 58,443 а. е. м.
Принято называть эту величину «молекулярной массой» хлорида натрия, и не возникает никаких недоразумений, если ясно отдавать себе отчёт, какую структуру имеет соль. Моль хлорида натрия имеет массу 58,443 г. В нём содержится 6,022·1023 ионов натрия и 6,022·1023 хлорид-ионов. Хотя они и не объединены попарно в молекулы, соотношение между числом тех и других ионов точно 1 : 1. - ↑ Формулы соединений ионного типа [и/или в предположении что они ионны — полярные ковалентные (промежуточные ионно-ковалентные)] выражают лишь простейшее соотношение между ионами (катионами и анионами). Так, кристалл поваренной соли NaCl состоит из ионов Na+ и Cl−, находящихся в соотношении 1:1, что обеспечивает электронейтральность соединения в целом. Рассуждая аналогично, отмечаем, что кристаллы CaF2 состоят из Ca2+ и F− в соотношении 1:2. Таким же образом К4[Co(CN)6] состоит из катионов К+ и [комплексных координационных] анионов Co(CN)64− в соотношении 4:1 (хотя данное соединение имеет более сложное координационно-комплексное кристаллическое строение). Аналогичным образом пирит FeS2 содержит катионы Fe2+ и анионы S22− в соотношении 1:1 (сульфид-анионов S
В соединениях подобного типа нельзя обнаружить отдельные молекулы NaCl и CaF2, и поэтому эти формулы указывают лишь на соотношение катионов и анионов, из которых состоят эти вещества (хим. соединения). - ↑ М. А. Федоровская. Формула химическая // Химическая энциклопедия в 5 т.. — М.: Большая Российская Энциклопедия, 1998. — Т. 5. — С. 123. — 783 с.
- ↑ Справочник химика. — Л.: Химия, 1971. — Т. II. — С. 397. — 1168 с. — 20 000 экз.
Химическая формула | Название соединения | Номер по классификатору CAS |
---|---|---|
D2O | оксид дейтерия | 7732-20-0 |
Химическая формула | Название соединения | Номер по классификатору CAS |
LaCl3 | Хлорид лантана (III) | 10099-58-8 |
LaPO4 | Фосфат лантана (III) | 14913-14-5 |
Li(AlSi2O6) | Кеатит | |
LiBr | Бромид лития | 7550-35-8 |
LiBrO3 | Бромат лития | |
LiCN | Цианид лития | |
LiC2H5O | Этилат лития | |
LiF | фторид лития | 7789-24-4 |
LiHSO4 | Гидросульфат лития | |
LiIO3 | Иодат лития | |
LiNO3 | Нитрат лития | |
LiTaO3 | Танталат лития | |
Li2CrO4 | Хромат лития | |
Li2Cr2O7 | Дихромат лития | |
Li2MoO4 | Ортомолибдат лития | 13568-40-6 |
Li2NbO3 | Метаниобат лития | |
Li2SO4 | Сульфат лития | 10377-48-7 |
Li2SeO3 | Селенит лития | |
Li2SeO4 | Селенат лития | |
Li2SiO3 | Метасиликат лития | 10102-24-6 |
Li2SiO4 | Ортосиликат лития | |
Li2TeO3 | Теллурит лития | |
Li2TeO4 | Теллурат лития | |
Li2TiO3 | Метатитанат лития | 12031-82-2 |
Li2WO4 | Ортовольфрамат лития | 13568-45-1 |
Li2ZrO3 | Метацирконат лития | |
Химическая формула | Название соединения | Номер по классификатору CAS |
PH3 | phosphine | 7803-51-2 |
POCl3 | phosphoryl chloride | 10025-87-3 |
PO43− | phosphate ion | |
P2I4 | phosphorus(II) iodide | |
P2O74− | pyrophosphate ion | |
phosphorus(III) sulfide | ||
P2Se3 | phosphorus(III) selenide | |
P2Se5 | phosphorus(V) selenide | |
P2Te3 | phosphorus(III) telluride | |
P3N5 | phosphorus(V) nitride | 12136-91-3 |
P4O10 | tetraphosphorus decaoxide | 16752-60-6 |
Pb(CH3COO)2·3H2O | ацетат свинца — тригидрат | |
PbCO3 | lead carbonate cerussite |
|
Pb(C2H5)4 | tetraethyllead | |
PbC2O4 | lead oxalate | |
PbCrO4 | lead chromate | |
PbF2 | lead fluoride | 7783-46-2 |
Pb(IO3)2 | lead iodate | |
PbI2 | lead(II) iodide | 10101-63-0 |
Pb(NO3 |
lead(II) nitrate lead dinitrate plumbous nitrate |
|
Pb(N3)2 | lead azide | |
PbO | lead(II) oxide litharge |
1317-36-8 |
Pb(OH)2 | plumbous hydroxide | |
Pb(OH)4 | plumbic hydroxide plumbic acid |
|
Pb(OH)62− | plumbate ion | |
PbO2 | lead(IV) oxide lead dioxide |
1309-60-0 |
PbS | сульфид свинца галенит |
1314-87-0 |
PbSO4 | сульфат свинца(II) | 7446-14-2 |
Pb3(SbO4)2 | lead antimonate | |
PtBr2 | platinum(II) bromide | |
PtBr4 | platinum(IV) bromide | |
PtCl2 | platinum(II) chloride | |
PtCl4 | platinum(IV) chloride | |
PtI2 | platinum(II) iodide | |
PtI4 | platinum(IV) iodide | |
[Pt(NH2CH2CH2NH2)3]Br4 | tris(ethylenediamine)platinum(IV) bromide | |
[Pt(NH3)2(H2O)2Cl2]Br2 | diamminediaquadichloroplatinum(VI) bromide | |
PtO2 | platinum(IV) oxide | 50417-46-4 |
PtS2 | platinum(IV) sulfide | |
Химическая формула | Название соединения | Номер по классификатору CAS |
RbAl(SO4)2·12H2O | rubidium aluminum sulfate - dodecahydrate | |
RbBr | rubidium bromide | 7789-39-1 |
RbC2H3O2 | rubidium acetate | |
RbCl | rubidium chloride | 7791-11-9 |
RbClO4 | rubidium perchlorate | |
RbF | rubidium fluoride | 13446-74-7 |
RbNO3 | rubidium nitrate | 13126-12-0 |
RbO2 | rubidium superoxide | |
Rb2C2O4 | rubidium oxalate | |
Rb2CrO4 | rubidium chromate | |
Rb2PO4 | rubidium orthophosphate | |
Rb2SeO3 | rubidium selenite | |
Rb2SeO4 | rubidium selenate | |
Rb3C6H5O7·H2O | rubidium citrate - monohydrate | |
Химическая формула | Название соединения | Номер по классификатору CAS |
SCN− | thiocyanate | |
SF4 | sulfur tetrafluoride | |
SF6 | sulfur hexafluoride | 2551-62-4 |
SOF2 | thionyl difluoride | 7783-42-8 |
SO2 | sulfur dioxide | 7446-09-5 |
SO2Cl2 | sulfuryl chloride | 7791-25-5 |
SO2F2 | sulfuryl difluoride | 2699-79-8 |
SO2OOH− | peroxymonosulfurous acid (aqueous) | |
SO3 | sulfur trioxide | 7446-11-9 |
SO32− | sulfite ion | |
SO42− | sulfate ion | |
S2Br2 | sulfur(II) bromide | 71677-14-0 |
S2O32− | thiosulfate ion | |
S2O72− | disulfate ion | |
SbBr3 | antimony(III) bromide | 7789-61-9 |
SbCl3 | antimony(III) chloride | 10025-91-9 |
SbCl5 | antimony(V) chloride | 7647-18-9 |
SbI3 | antimony(III) iodide | 7790-44-5 |
SbPO4 | antimony(III) phosphate | |
Sb2OS2 | antimony oxysulfide kermesite |
|
Sb2O3 | antimony(III) oxide | 1309-64-4 |
Sb2O5 | antimony(V) oxide | |
Sb2S3 | antimony(III) sulfide | 1345-04-6 |
Sb2Se3 | antimony(III) selenide | 1315-05-5 |
Sb2Se5 | antimony(V) selenide | |
Sb2Te3 | antimony(III) telluride | |
Sc2O3 | scandium oxide scandia |
|
SeBr4 | selenium(IV) bromide | |
SeCl | selenium(I) chloride | |
SeCl4 | selenium(IV) chloride | 10026-03-6 |
SeOCl2 | selenium(IV) oxychloride | 7791-23-3 |
SeOF2 | selenyl difluoride | |
SeO2 | selenium(IV) oxide | 7446-08-4 |
SeO42− | selenate ion | |
SeTe | selenium(IV) telluride | 12067-42-4 |
SiBr4 | silicon(IV) bromide | 7789-66-4 |
SiC | карбид кремния | 409-21-2 |
SiCl4 | silicon(IV) chloride | 10026-04-7 |
SiH4 | силан | 7803-62-5 |
SiI4 | silicon(IV) iodide | 13465-84-4 |
SiO2 | диоксид кремния silica кварц |
7631-86-9 |
SiO44− | silicate ion | |
Si2O76− | disilicate ion | |
Si3N4 | silicon nitride | 12033-89-5 |
Si6O1812− | cyclosilicate ion | |
SnBrCl3 | tin(IV) bromotrichloride | |
SnBr2 | tin(II) bromide | 10031-24-0 |
SnBr2Cl2 | tin(IV) dibromodichloride | |
SnBr3Cl | tin(IV) tribromochloride | 14779-73-8 |
SnBr4 | tin(IV) bromide | 7789-67-5 |
SnCl2 | tin(II) chloride | 7772-99-8 |
SnCl2I2 | tin(IV) dichlorodiiodide | |
SnCl4 | tin(IV) chloride | 7646-78-8 |
Sn(CrO4)2 | tin(IV) chromate | |
SnI4 | tin(IV) iodide | 7790-47-8 |
SnO2 | tin(IV) oxide | 18282-10-5 |
SnO32− | stannate ion | |
SnS | tin(II) sulfide | 1314-95-0 |
SnS2 | tin(IV) sulfide | |
Sn(SO4)2·2H2O | tin(IV) sulfate - dihydrate | |
SnSe | tin(II) selenide | 1315-06-6 |
SnSe2 | tin(IV) selenide | |
SnTe | tin(II) telluride | 12040-02-7 |
SnTe4 | tin(IV) telluride | |
Sn(VO3)2 | tin(II) metavanadate | |
Sn3Sb4 | tin(IV) antimonide | |
SrBr2 | strontium bromide | 10476-81-0 |
SrBr2·6H2O | strontium bromide - hexahydrate | |
SrCO3 | strontium carbonate | |
SrC2O4 | strontium oxalate | |
SrF2 | strontium fluoride | 7783-48-4 |
SrI2 | strontium iodide | 10476-86-5 |
SrI2·6H2O | strontium iodide - hexahydrate | |
Sr(MnO4)2 | strontium permanganate | |
SrMoO4 | strontium orthomolybdate | 13470-04-7 |
Sr(NbO3)2 | strontium metaniobate | |
SrO | strontium oxide | 1314-11-0 |
SrSeO3 | strontium selenite | |
SrSeO4 | strontium selenate | |
SrTeO3 | strontium tellurite | |
SrTeO4 | strontium tellurate | |
SrTiO3 | титанат стронция | |
Химическая формула | Название соединения | Номер по классификатору CAS |
T2O | оксид трития tritiated water |
14940-65-9 |
TaBr3 | бромид тантала (III) | |
TaBr5 | бромид тантала (V) | |
TaCl5 | Хлорид тантала(V) | 7721-01-9 |
TaI5 | Иодид тантана(V) | |
TaO3− | tantalate ion | |
TcO4− | pertechnetate ion | |
TeBr2 | tellurium(II) bromide | |
TeBr4 | tellurium(IV) bromide | |
TeCl2 | tellurium(II) chloride | |
TeCl4 | tellurium(IV) chloride | 10026-07-0 |
TeI2 | tellurium(II) iodide | |
TeI4 | tellurium(IV) iodide | |
TeO2 | tellurium(IV) oxide | 7446-07-3 |
TeO4− | tellurate ion | |
TeY | yttrium telluride | 12187-04-1 |
Th(CO3)2 | thorium carbonate | 19024-62-5 |
Th(NO3)4 | thorium nitrate | 13823-29-5 |
TiBr4 | titanium(IV) bromide | 7789-68-6 |
TiCl2I2 | titanium(IV) dichlorodiiodide | |
TiCl3I | titanium(IV) trichloroiodide | |
TiCl4 | titanium tetrachloride | 7550-45-0 |
TiO2 | оксид титана (IV) рутил |
1317-70-0 |
TiO32− | titanate ion | |
TlBr | thallium(I) bromide | 7789-40-4 |
TlBr3 | thallium(III) bromide | |
Tl(CHO2) | thallium(I) formate | |
TlC2H3O2 | thallium(I) acetate | 563-68-8 |
Tl(C3H3O4) | thallium(I) malonate | |
TlCl | thallium(I) chloride | 7791-12-0 |
TlCl3 | thallium(III) chloride | |
TlF | thallium(I) fluoride | 7789-27-7 |
TlI | thallium(I) iodide | 7790-30-9 |
TlIO3 | thallium(I) iodate | |
TlI3 | thallium(III) iodide | |
TiI4 | titanium(IV) iodide | 7720-83-4 |
TiO(NO3)2 · xH2O | titanium(IV) oxynitrate - hydrate | |
TlNO3 | thallium(I) nitrate | 10102-45-1 |
TlOH | thallium(I) hydroxide | |
TlPF6 | thallium(I) hexafluorophosphate | 60969-19-9 |
TlSCN | thallium thiocyanate | |
Tl2MoO4 | thallium(I) orthomolybdate | |
Tl2SeO3 | thallium(I) selenite | |
Tl2TeO3 | thallium(I) tellurite | |
Tl2WO4 | thallium(I) orthotungstate | |
Tl3As | thallium(I) arsenide | |
Химическая формула | Название соединения | Номер по классификатору CAS |
Zn(AlO2)2 | алюминат цинка | |
Zn(AsO2)2 | арсенит цинка | 10326-24-6 |
ZnBr2 | бромид цинка | 7699-45-8 |
Zn(CN)2 | цианид цинка | 557-21-1 |
ZnCO3 | карбонат цинка | 3486-35-9 |
Zn(C8H15O2)2 | каприлат цинка | 557-09-5 |
Zn(ClO3)2 | хлорат цинка | 10361-95-2 |
ZnCl2 | хлорид цинка | 7646-85-7 |
ZnCr2O4 | хромит цинка | 12018-19-8 |
ZnF2 | фторид цинка | 7783-49-5 |
Zn(IO3)2 | иодат цинка | 7790-37-6 |
ZnI2 | иодид цинка | 10139-47-6 |
ZnMoO4 | ортомолибдат цинка | |
Zn(NO2)2 | нитрит цинка | 10102-02-0 |
Zn(NO3)2 | нитрат цинка | 7779-88-6 |
Zn(NbO3)2 | метаниобат цинка | |
ZnO | оксид цинка | 1314-13-2 |
ZnO2 | пероксид цинка | 1314-22-3 |
Zn(OH)2 | гидроксид цинка | 20427-58-1 |
Zn(OH)42− | zincate ion | |
ZnS | сульфид цинка сфалерит |
1314-98-3 |
Zn(SCN)2 | тиоцианат цинка | 557-42-6 |
ZnSO4 | сульфат цинка | 7733-02-0 |
ZnSb | антимонид цинка | 12039-35-9 |
ZnSe | селенид цинка | 1315-09-9 |
ZnSeO3 | селенит цинка | |
ZnSnO3 | станнат цинка | |
Zn(TaO3)2 | метатанталат цинка | |
ZnTe | теллурид цинка | 1315-11-3 |
ZnTeO3 | теллурит цинка | |
ZnTeO4 | теллурат цинка | |
ZnTiO3 | метатитанат цинка | |
Zn(VO3)2 | метаванадат цинка | |
ZnWO4 | zinc orthotungstate | |
ZnZrO3 | метацирконат цинка | |
Zn2P2O7 | пирофосфат цинка | 7446-26-6 |
Zn2SiO4 | ортосиликат цинка | 13597-65-4 |
Zn3(AsO4)2 | арсенат цинка | 13464-44-3 |
Zn3As2 | арсенид цинка | |
Zn3N2 | нитрид цинка | 1313-49-1 |
Zn3P2 | фосфид цинка | 1314-84-7 |
Zn3(PO4)2 | фосфат цинка | 7779-90-0 |
Zn3Sb2 | антимонид цинка | |
ZrB2 | борид циркония | 12045-64-6 |
ZrBr4 | бромид циркония | 13777-25-8 |
ZrC | карбид циркония | 12020-14-3 |
ZrCl4 | тетрахлорид циркония | 10026-11-6 |
ZrF4 | фторид циркония | 7783-64-4 |
ZrI4 | иодид циркония | 13986-26-0 |
ZrN | нитрид циркония | 25658-42-8 |
Zr(OH)4 | гидроксид циркония | 14475-63-9 |
ZrO2 | диоксид циркония бадделеит |
1314-23-4 |
ZrO32− | цирконат-ион | |
ZrP2 | фосфид циркония | 12037-80-8 |
ZrS2 | сульфид циркония | 12039-15-5 |
ZrSi2 | силицид циркония (ди)силицид циркония[1] |
12039-90-6 |
ZrSiO4 | ортосиликат циркония циркон |
10101-52-7 |
Zr3(PO4)4 | фосфат циркония |
Гидроксид-ион — Википедия
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Гидроксид-ион (гидроксид-анион, гидроксильный ион) — отрицательно заряженный ион гидроксида OH−.
Гидроксид-ион изолированно существует в газовой фазе, находится в кристаллической решётке гидроксидов и основных солей, образуется в водных растворах в результате электролитической диссоциации воды или/и растворённых гидроксидов.
Наличие в водном растворе иона OH− в концентрациях, превышающих 10−7моль/литр приводит к щелочной реакции раствора.
В реакциях комплексообразования гидроксид-ион может выступать в роли лиганда[1].
Рыхлая слоистая кристаллическая структура гидроксидов является следствием высокой поляризуемости и большого ионного радиуса гидроксид-аниона.
В газовой фазе имеет место равновесная реакция, характеризующая термическую устойчивость гидроксид-иона
- OH−→OH+e−{\displaystyle {\mathsf {OH^{-}\rightarrow OH+e^{-}}}}
Зависимость константы равновесия (Kp) от абсолютной температуры (T)[2]:
Т,к | 1000 | 2000 | 3000 | 4000 | 5000 | 6000 |
---|---|---|---|---|---|---|
Кр | 1,66 · 10−7 | 2,34 · 10−2 | 1,94 | 2,23 · 10 | 1,11 · 102 | 3,56 · 102 |
Электролитическая диссоциация оснований[править | править код]
При электролитической диссоциации оснований образуются катионы металла и общие для всех оснований ионы гидроксида:
- NaOH⇄Na++OH−{\displaystyle {\mathsf {NaOH\rightleftarrows Na^{+}+OH^{-}}}}
- Ba(OH)2⇄Ba2++2OH−{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}\rightleftarrows Ba^{2+}+2OH^{-}}}}
Таким образом, основания можно определить как химические соединения, дающие в водном растворе гидроксид-ионы.
Электролитическая диссоциация оснований характеризуется константой диссоциации в водных растворах КB[3]:
Основание | LiOH | NaOH | Ca(OH)2 | Sr(OH)2 | Ba(OH)2 | NH4OH |
---|---|---|---|---|---|---|
КB, при 25 °C | 6,75 · 10−1 | 5,9 | 4,3 · 10−2 | 1,5 · 10−1 | 2,3 · 10−1 | 1,79 · 10−5 |
Основной реакцией, в которой принимает участие гидроксид-ион, является реакция нейтрализации кислот и оснований:
- NaOH+HCl→NaCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaOH+HCl\rightarrow NaCl+H_{2}O}}}
или в ионном виде:
- OH−+H+→h3O{\displaystyle {\mathsf {OH^{-}+H^{+}\rightarrow H_{2}O}}}
Последнее выражение представляет собой общее уравнение реакций нейтрализации и показывает, что во всех случаях, когда ионы H+ встречаются с ионами гидроксида OH-, они соединяются в почти недиссоциированные молекулы воды. В реакции гидроксид-ион проявляет свойства нуклеофила — электроизбыточного химического реагента, способного взаимодействовать с электрофилами (электронодефицитными соединениями) по донорно-акцепторному механизму, приводящему к образованию ковалентной химической связи.
Гидроксид-ион принимает участие в реакциях бимолекулярного нуклеофильного замещения. Например, атом кислорода гидроксид-иона донирует пару электронов на связывание с атомом углерода в молекуле бромэтана:
Типичные реакции нуклеофильного замещения:
- Образование спиртов из галогенуглеводородов:
- C2H5Br+OH−→C2H5OH+Br−{\displaystyle {\mathsf {C_{2}H_{5}Br+OH^{-}\rightarrow C_{2}H_{5}OH+Br^{-}}}}
- Образование кетонов:
- Ch4CBr2Ch4+2OH−→(Ch4)2O+2Br−+h3O{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}CBr_{2}CH_{3}+2OH^{-}\rightarrow (CH_{3})_{2}O+2Br^{-}+H_{2}O}}}
- Образование карбоновых кислот:
- Ch4CCl3+3OH−→Ch4COOH+3Cl−+h3O{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}CCl_{3}+3OH^{-}\rightarrow CH_{3}COOH+3Cl^{-}+H_{2}O}}}
- Омыление сложных эфиров:
- Ch4COOC2H5+OH−→Ch4COO−+C2H5OH{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}COOC_{2}H_{5}+OH^{-}\rightarrow CH_{3}COO^{-}+C_{2}H_{5}OH}}}
- ↑ Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Константы неорганических веществ: справочник. — М: Дрофа, 2006. — С. 595-596.
- ↑ Справочник химика. — 2-е изд., перераб. и доп.. — М.-Л.: «Химия», 1964. — Т. 3. — С. 75. — 1008 с.
- ↑ Справочник химика. — 2-е изд., перераб. и доп.. — М.-Л.: «Химия», 1964. — Т. 3. — С. 81. — 1008 с.
- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.
Гидроксид бария — Википедия
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 18 октября 2018; проверки требуют 2 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 18 октября 2018; проверки требуют 2 правки.Гидрокси́д ба́рия (е́дкий бари́т) — неорганическое соединение, проявляющее сильные основные свойства. Химическая формула — Ba(OH)2. Насыщенный водный раствор гидроксида бария называется баритовой водой.
Гидроксид бария при стандартных условиях представляет собой бесцветные кристаллы. Гигроскопичен. Не растворим в спирте, но растворим в воде. Образует кристаллогидраты с одной, двумя, семью и восемью молекулами воды. Гидроксид бария токсичен, ПДК составляет 0,5 мг/м³.
1. Взаимодействие металлического бария с водой:
Ba+2 h3O⟶ Ba(OH)2+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {Ba+2\ H_{2}O\longrightarrow \ Ba(OH)_{2}+\ H_{2}\uparrow }}}
2. Взаимодействие оксида бария с водой:
BaO+ h3O⟶ Ba(OH)2{\displaystyle {\mathsf {BaO+\ H_{2}O\longrightarrow \ Ba(OH)_{2}}}}
3. Взаимодействие сульфида бария с горячей водой:
BaS+2 h3O⟶ Ba(OH)2+ h3S↑{\displaystyle {\mathsf {BaS+2\ H_{2}O\longrightarrow \ Ba(OH)_{2}+\ H_{2}S\uparrow }}}
1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
Ba(OH)2+2 HBr⟶ BaBr2+2 h3O{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+2\ HBr\longrightarrow \ BaBr_{2}+2\ H_{2}O}}}
Ba(OH)2+ h3SO4⟶ BaSO4↓+2 h3O{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ BaSO_{4}\downarrow +2\ H_{2}O}}}
2. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды:
Ba(OH)2+ CO2⟶ BaCO3↓+ h3O{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+\ CO_{2}\longrightarrow \ BaCO_{3}\downarrow +\ H_{2}O}}}
Ba(OH)2+ SO3⟶ BaSO4↓+ h3O{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+\ SO_{3}\longrightarrow \ BaSO_{4}\downarrow +\ H_{2}O}}}
3. Взаимодействие с амфотерными оксидами
4. Взаимодействие с солями
Применяют гидроксид бария в виде баритовой воды как реактив на SO42− и CO32− (сульфат- и карбонат-ионы), для очистки растительных масел и животных жиров, как компонент смазок, для удаления SO42− (сульфат-ионов) из промышленных растворов, получения солей бария, а также гидроксидов рубидия и цезия из их сульфатов и карбонатов.
- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.
Гидропероксильный радикал — Википедия
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Гидропероксильный радикал или пероксильный радикал — это протонированная форма супероксида с формулой HO2•.
Гидропероксильный радикал образуется в результате переноса атома водорода на молекулу кислорода, путём взаимодействия атома кислорода с гидроксильным радикалом (HO•) или протона с супероксид анионом[2].
В водном растворе супероксид анинон O2− и гидропероксильный радикал находятся в равновесии:
- O2− + H2O
HO2 + OH−
Константа равновесия этого процесса pKa = 4.88[3], из чего можно сделать вывод, что 0,3 % супероксида в цитозоле находится в протонированной форме.
В отличие от O2−, который является сильным восстановителем, HO2• в ходе многих биологически важных реакций может вести себя как окислитель, отбирая атомы водорода от токоферола и полиненасышенных жирных кислот липидной мембраны. По этой причине он является одним из основных инициаторов перекисного окисления липидов.
Поскольку диэлектрическая постоянная сильно влияет на pKa, а диэлектрическая проницаемость воздуха весьма мала, образующийся (фотохимически) в атмосфере супероксид практически полностью существует в форме HO2•. Поскольку HO2• весьма реакционноспособен, он действует как атмосферное «моющее средство», разлагая некоторые органические загрязнители. По этой причине химия HO2 имеет геохимическое значение.
Гидропероксильный радикал разрушает озоновый слой стратосферы; он образуется в результате окисления углеводородов в тропосфере[2].
Гидроксиды — Википедия
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Гидрокси́ды (гидроо́киси, водокиси) — неорганические соединения, содержащие в составе гидроксильную группу −OH{\displaystyle {\ce {-OH}}}. Известны гидроксиды почти всех химических элементов; некоторые из них встречаются в природе в виде минералов. Гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов, а также аммония являются растворимыми и называются щелочами.
В зависимости от того, является ли соответствующий оксид основным, кислотным или амфотерным, соответственно различают:
- основные гидроксиды (основания) — только гидроксиды металлов со степенью окисления +1, +2, проявляющие основные свойства (например, гидроксид кальция Ca(OH)2{\displaystyle {\ce {Ca(OH)2}}}, гидроксид калия KOH{\displaystyle {{\ce {KOH}}}}, гидроксид натрия NaOH{\displaystyle {\ce {NaOH}}} и др.) При реакциях и диссоциации отщепляется группа −OH{\displaystyle {\ce {-OH}}}.
- кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты) — гидроксиды неметаллов и металлов со степенью окисления +5, +6, проявляющие кислотные свойства (например, азотная кислота HNO3{\displaystyle {\ce {HNO3}}}, серная кислота h3SO4{\displaystyle {\ce {h3SO4}}}, сернистая кислота h3SO3{\displaystyle {\ce {h3SO3}}} и др.) При реакциях и диссоциации отщепляется протон.
- амфотерные гидроксиды, гидроксиды металлов со степенью окисления +3, +4 и нескольких металлов со степенью окисления +2, которые проявляют амфотерные свойства. Амфотерные гидроксиды проявляют в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства (например, гидроксид алюминия Al(OH)3{\displaystyle {\ce {Al(OH)3}}}, гидроксид цинка Zn(OH)2{\displaystyle {\ce {Zn(OH)2}}}).
Термин «гидроксиды» часто применяют только по отношению к основным и амфотерным гидроксидам. Также иногда называют гидроксидом воду.
Основные гидроксиды[править | править код]
Оксиды щелочных и некоторых щëлочноземельных металлов взаимодействуют с водой, образуя щëлочи:
- Na2O+h3O⟶2NaOH{\displaystyle {\ce {Na2O + h3O -> 2NaOH}}},
- CaO+h3O⟶Ca(OH)2{\displaystyle {\ce {CaO + h3O -> Ca(OH)2}}}.
Нерастворимые основания при нагревании, как правило, разлагаются на оксид и воду, например:
- 2Fe(OH)3⟶Fe2O3+3h3O{\displaystyle {\ce {2Fe(OH)3 -> Fe2O3 + 3h3O}}},
- Cu(OH)2⟶CuO+h3O{\displaystyle {\ce {Cu(OH)2 -> CuO + h3O}}}.
Гидроксид магния — Википедия
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 декабря 2017; проверки требуют 5 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 декабря 2017; проверки требуют 5 правок.Гидрокси́д ма́гния — неорганическое вещество, осно́вный гидроксид металла магния, имеет формулу Mg(OH)2{\displaystyle {\ce {Mg(OH)2}}}. Слабое малорастворимое основание.
При стандартных условиях гидроксид магния представляет собой аморфное вещество. При температуре выше 350 °C разлагается на оксид магния и воду. Поглощает углекислый газ и воду из воздуха с образованием основного карбоната магния. Гидроксид магния практически нерастворим в воде, но растворим в солях аммония. Является слабым основанием, даже ничтожная его часть, растворившаяся в воде, сообщает раствору слабощелочную реакцию и окрашивает индикаторы, например, фенолфталеин, в розовый цвет. Встречается в природе в виде минерала брусита.[2]
- В общем виде:
Mg2++2 OH−⟶Mg(OH)2↓{\displaystyle {\mathsf {Mg^{2+}+2\ OH^{-}\longrightarrow Mg(OH)_{2}\downarrow }}}
- Примеры:
MgCl2+2NaOH⟶Mg(OH)2↓+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {MgCl_{2}+2NaOH\longrightarrow Mg(OH)_{2}\downarrow +2NaCl}}}
Mg(NO3)2+2KOH⟶Mg(OH)2↓+2KNO3{\displaystyle {\mathsf {Mg(NO_{3})_{2}+2KOH\longrightarrow Mg(OH)_{2}\downarrow +2KNO_{3}}}}
MgCl2+CaO⋅MgO+2h3O⟶2Mg(OH)2↓+CaCl2{\displaystyle {\mathsf {MgCl_{2}+CaO\cdot MgO+2H_{2}O\longrightarrow 2Mg(OH)_{2}\downarrow +CaCl_{2}}}}
Mg+2h3O⟶Mg(OH)2↓+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Mg+2H_{2}O\longrightarrow Mg(OH)_{2}\downarrow +H_{2}\uparrow }}}
- Как и все слабые основания, гидроксид магния термически неустойчив. Разлагается при нагревании до 350 °C:
Mg(OH)2→ΔTMgO+h3O{\displaystyle {\mathsf {Mg(OH)_{2}{\xrightarrow {\Delta T}}MgO+H_{2}O}}}
Mg(OH)2+2HCl⟶MgCl2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Mg(OH)_{2}+2HCl\longrightarrow MgCl_{2}+2H_{2}O}}}
Mg(OH)2+h3SO4⟶MgSO4+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Mg(OH)_{2}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow MgSO_{4}+2H_{2}O}}}
Mg(OH)2+SO3⟶MgSO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {Mg(OH)_{2}+SO_{3}\longrightarrow MgSO_{4}+H_{2}O}}}
Mg(OH)2+2NaOH⟶Na2[Mg(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {Mg(OH)_{2}+2NaOH\longrightarrow Na_{2}[Mg(OH)_{4}]}}}
Mg(OH)2+Sr(OH)2⟶Sr[Mg(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {Mg(OH)_{2}+Sr(OH)_{2}\longrightarrow Sr[Mg(OH)_{4}]}}}
Гидроксид магния применяется для связывания диоксида серы, как флокулянт для очистки сточных вод, в качестве огнезащитного средства в термопластических полимерах (полиолефины, ПВХ), как добавка в моющие средства, для получения оксида магния, рафинирования сахара, в качестве компонента зубных паст.
В медицине его применяют в качестве лекарства для нейтрализации кислоты в желудке, а также как очень сильное слабительное.
В Европейском союзе гидроксид магния зарегистрирован в качестве пищевой добавки E528.
- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2 (Даф-Мед). — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.