• ↓
  • ↑
  • ⇑
 
Записи с темой: kemia (список заголовков)
06:48 

Tiistaina lukupäivä oli vaikea saada vauhtiin. En saanut itseäni sängystä ylös ja aamupäivän kokeilin uutta puhelinta.
Sain luettua maanantain kurssialueen kemian ja fysiikan teorian. Laskin kemian kotitehtäviä, 12 laskua ja fysiikasta 8 laskua. Nämä käsittelivät kemiassa atomin rakennetta ja orbitaaleja. Fysiikassa oli kinematiikkaa ja liikeyhtälöitä.
Tälle viikolle on tavoitteena tehdä kotitehtävät loppuun, tehdä teoriasta kertauksena mind map, lukea FY3 kpl 3 ja tehdä siihen liittyvät tehtävät.
Tänään on työpäivä ja lukea en todennäköisesti jaksa. Kaikki siis riippuu loppuviikon työvuoroista, joista minulla ei ole vielä mitään hajua.

@темы: kemia, fysiikka

13:18 

Atomit ja sidokset

Maanantai 19.11
Ennen kurssikertaa kertailin teoriat ja tein niistä mind mapit.
Kemiassa kertasin atomien ja molekyylien sitoutumista.
Atomit pyrkivät tekemään sidoksia muiden atomien kanssa, jotta ne saisivat jalokaasujen pysyvän ulkokuorielektronirakenteen, oktetin, jolloin valenssikuorella on 8 elektronia (siirtymäalkuaineilla 18, vedyllä 2=dupletti). Atomien väliset sidokset ovat vahvempia kuin molekyylien väliset. Epämetalliatomien välillä voi olla yksinkertaisia-, kaksois- tai kolmoissidoksia. Näistä kolmoissidos on vahvin. Kovalenttisella sidoksella liittyneet atomit muodostaa poolisen molekyylin, jos atomien välillä on elektronegatiivisuuseroa. Poolisuus voi kumoutua molekyylin avaruudellisen muodon vuoksi. Jos poolisuus kumoutuu, molekyyli on ulospäin pooliton vaikka sidokset ovatkin poolisia. Eräs kovalenttisen sidoksen erikoistapaus on koordinaatiosidos. Ammoniumioni muodostuu koordinaatiosidoksella. Silloin atomiin liittyy protoni ja molemmat sidokseen tarvittavat elektronit tulee samalta atomilta. Sidos eroaa tavallisesta kovalenttisesta sidoksesta vain syntytapansa perusteella.
Atomit liittyy toisiinsa kovalenttisilla sidoksilla, jos niiden elektronegatiivisuusero on alle 1,7. Jos ero on suurempi eli toinen atomi vetää toisen elektroneja selvästi voimakkaammin, elektropositiivisempi atomi luovuttaa sidoselektroninsa kokonaan elektronegatiivisemmalle atomille. Näin syntyy positiivinen ja negatiivinen ioni. Ionien välillä on sähköiset vetovoimat ja sidosta sanotaan ionisidokseksi. Ionisidos ei ole poolinen kovalenttinen sidos. Ionisidos voi syntyä metallin ja epämetallin välille.
Metallien ulkokuorella on vähän elektroneja ja ne irtoavat helposti. Näin metallihilassa atomit luovuttavat elektroninsa yhteisiksi elektroneiksi. Atomista tulee positiivisia kationeja, jotka liikkuvat yhteisessä elektronimeressä. Sidos pysyy koossa vastakkaismerkkisten varausten vuoksi.
Molekyylien liittyminen toisiinsa riippuu niiden poolisuudesta. Kun molekyyli on poolinen, eli siihen liittyneillä atomeilla on positiivisia ja negatiivisia osittaisvarauksia, ne voivat liittyä toisiinsa dipoli-dipolisidoksilla. Silloin positiiviset varaukset hakeutuu negatiivisten lähelle ja toistepäin, jolloin molekyyleille syntyy sähköisiä vetovoimia. Molekyylin ja ionin välille voi syntyä dipoli-ionisidos, jolloin ioni hakeutuu molekyylin vastakkaismerkkista dipolia kohti. Nämä ionirakenteiset yhdisteet liukenevat hyvin pooliseen, mutta ei poolittomaan liuottimeen. Poolisen liuottimen varautuneet molekyylit hakeutuvat molekyylin varautuneiden atomien luo ja pystyvät irrottamaan ne toisistaan.
Poolisilla molekyyleillä voi myös olla vetysidoksia. Silloin yhden molekyylin vety hakeutuu toisen molekyylin pientä, hyvin elektronegatiivista atomia kohti (F, O, N). Vetysidos on todella vahva molekyylien välinen sidos. Se on oleellinen DNAn rakenteen syntymisessä.
Poolittomat molekyylit voivat liittyä toisiinsa dispersiovoimilla. Nämä voimat ovat hyvin heikkoja. Dispersiovoimat syntyvät elektroniverhon elektronien liikkeestä, jotka voivat saada naapurimolekyylissä vastaavia hetkellisiä dipoleja. Nämä dispersiovoimat ovat olemassa kaikilla atomeilla, niiden osuus atomien välisissä sidoksissa ja poolisten molekyylien välisissä sidoksissa on vain todella pieni. Dispersiovoimat ovat sitä voimakkaammat, mita enemmän elektroneja molekyylillä on ja mitä suurempi on molekyylin massa.
Sidoksien syntyminen on energiatehokasta, koska sillloin vapautuu energiaa. Jotta sidos saadaan katkaistua, vaaditaan saman verran energiaa. Mitä vahvempi sidos, sitä enemmän energiaa tarvitaan sen katkaisemiseen. Molekyylit on paljon helpompaa irrottaa toisistaan kuin atomit.

Fysiikassa käytiin suhteellista liikettä. Kun kappale liikkuu väliaineessa, joka liikkuu tietyllä nopeudella tiettyyn suuntaan, voidaan laskea kappaleen nopeuden maan suhteen summavektorien avulla.
Fysiikassa opiskeltiin myös heittoliikettä. Heittoliikkeen laskut voi laskea joko energiaperiaatteen avulla, tai käyttämällä mekaniikan kaavoja soveltamalla siihen putoamiskiihtyvyys. Silloin liike täytyy jakaa vektoreihin. Vaakasuuntainen nopeusvektori on liikkeessä vakio ja vain pystysuuntainen nopeusvektori muutuu. Laskuissa on hyvä ottaa positiiviseksi suunnaksi ylöspäin.

@темы: fysiikka, kemia, valmennuskurssi

21:59 

Aineen olomuodot

Maanantai 26.11
Tänään oli kurssiopetusta, jota ennen tein kotitehtävät loppuun ja luin päivän aiheet kurssikirjoista.

Tiistai 27.11
Tänään tein kotitehtäviä, fysiikasta 20 laskua ja kemiasta 2.
Kertasin eilisen kemian kurssin aiheen eli Aineiden olomuodot.
Kemialliset aineet voidaan jakaa puhtaisiin aineisiin ja seoksiin. Puhtaisiin aineisiin kuuluvat alkuaineet ja kemialliset yhdisteet. Seos koostuu vähintään kahdesta puhtaasta aineesta. Seokset voivat olla homogeenisia eli tasakoosteisia tai heterogeenisia, jolloin pystytään erottamaan seoksen faasit. Faasit voivat olla joko samassa tai eri olomuodoissa.

Yksi aineiden olomuodoista on kiinteä. Kiinteät aineet voivat olla joko kiteisiä tai amorfisia.
Amorfisilla aineilla on epäsäännöllinen rakenne, niillä ei ole tarkkaa sulamispistettä, vaan ne pehmenevät vähitellen kuumentaessa. Tälläisiä aineita ovat esimerkiksi lasi ja muovi.
Kiteisillä aineilla on säännöllinen rakenne, kidehila. Kiteisillä aineilla voi olla atomihila, molekyylihila, metallihila tai ionihila. Atomilassa atomeilla on tietyt paikat. Atomit pitää yhdessä kovalenttiset sidokset. Atomihilan rakenne on kestävä ja sillä on korkea sulamispiste.
Molekyylihilassa molekyylit pysyvät yhdessä dipoli-dipolisidoksilla tai dispersiovoimilla. Molekyylihila on hauras, se ei johda sähköä tai johtaa hyvin vähän. Näillä aineilla on myös matala sulamispiste.
Metallihilassa metallikationit pysyvät paikallaan ja elektronit pääsevät liikkumaan vapaasti hilassa. Metallihila pysyy kasassa metallisidoksien avulla. Metallit johtavat hyvin sähköä ja lämpöä vapaiden elektronien takia. Tämän takia ne myös taipuu. Metallit kiiltää koska ulkoelektronit heijastavat valoa. Metallit ovat kovia, ja niiden kestävyys riippuu metallialkuaineesta.
Ionihilassa positiiviset kationit ja negatiiviset anionit pysyvät tiiviisti yhdessä. Hila pysyy koossa ionisidoksien vuoksi. Ioniyhdisteillä on korkea sulamispiste, mutta ne ovat hauraita. Ioniyhdiste ei johta sähköä kiinteänä, mutta johtaa nesteen liuotettuna.

Toinen olomuoto on neste. Nesteessä hiukkaset pystyvät liukumaan toistensa ohitse, mutta ovat kuitenkin lähellä toisiaan. Tämän takia neste aina ottaa astian muodon. Nesteelle on ominaista pintäjännitys, koska nesteen sisällä molekyyleillä on enemmän vuorovaikutuksia kuin ulkopuolella, joten neste pyrkii pysymään kasassa. Erityisen voimakas pintajännitys on vedellä. Tähän perustuu kapillaari-ilmiö. Vedellä on suuret sulamis- ja kiehumispisteet, koska vesimolekyylit sitoutuvat toisiinsa vetysidoksilla. Yksi vesimolekyyli voi muodostaa neljä vetysidosta muiden vesimolekyylien kanssa. Vesi on ainoa aine joka on nesteenä tiheämpi kuin kiinteänä. Vesi on tiheintä +4 asteessa. Joihinkin yhdisteisiin vesi sitoutuu kidevetenä. Yhdiste on silloin hydraatti. Kidevesi voidaan poistaa kuumentamalla yhdiste. Tämä yhdiste kuitenkin pyrkii myöhemmin sitomaan itseensä kidevettä eli se on hygroskooppinen aine.
Nesteessä voi tapahtua diffuusio, joka on ominainen myös kaasuille. Silloin eri liuoksien väkevyyserot pyrkivät tasoittumaan ja ainetta siirtyy väkevämmästä laimeampaan ja laimeammasta väkevämpään. Puoliläpäisevän kalvon läpi tapahtuva diffuusio on osmoosi. Tämän takia suolaveden juominen on vaarallista, koska silloin vesi virtaa soluista ulkopuolelle tasottamaan väkevyyserot ja solut kuivuvat. Kun nesteeseen liuotetaan jotain, syntyy liuotin ja liuenneet aineet. Liuotinta on liuoksessa suurin pitoisuus. Aineen liukenemiseen voidaan vaikuttaa nostamalla lämpötilaa tai painetta. Kiinteä aine liukenee paremmin korkeammassa lämpötilassa, mutta kaasu pienemmässä lämpötilassa. Kun poolinen aine liukenee veteen, vesimolekyylin irrottavat yhdisteen atomit toisistaan eli tapahtuu hydrataatio, ja vesimolekyylit muodostavat atomien ympärille hydraattiverhon. Kaltainen liuottaa kaltaista eli poolinen liukenee pooliseen ja pooliton poolittomaan.

Kolmas olomuoto on kaasu. Lukion laskuissa kaasun oletetaan olevan ideaalikaasu, jonka hiukkaset ovat pistemäisiä, eikä niiden välillä ole sidosvoimia. Kaasussa hiukkaset liikkuvat nopeasti värähdellen toistensa ohitse, ja kaasu aina ottaa koko käytössä olevan tilavuuden. Kaasut sekottuvat tasaisesti. Saman ainemäärän tilavuus kaasumuodossa on suurempi kuin kiinteässä tai nesteessä. Kaasuja voidaan tämän vuoksi puristaa kokoon. Jos tilavuus pysyy samana, kaasun paine nousee, hiukkaset alkavat värähtelemään ja lämpötila kohoaa.

Aine muuttuu kiinteästä nesteeksi sulamalla, nesteestä kaasuksi höyrystymällä. Kaasusta nesteeksi tiivistymällä ja nesteestä kiinteäksi jähmettymällä. Aine voi myös muuttua suoraan kiinteästä kaasuksi sublimoitumalla ja kaasusta kiinteäksi härmistymällä.

@темы: kemia, valmennuskurssi

18:21 

Stoikiometria

Tänään kertailin kemian stoikiometriaa, minkä me käytiin loppuun maanantain kurssikerralla.

Atomien ja molekyylien massat ovat tosi pieniä. Niiden ilmaisuun jouduttaisiin käyttämään hyvin pieniä lukuja, jonka takia käytössä on moolin käsite. Yhdessä moolissa mitä tahansa alkuainetta on saman verran hiukkasia kuin yhdessä moolissa hiiltä. Moolin sisältämä hiukkasmäärä voidaan laskea kertomalla ainemäärä Avogadron vakiolla. Yksi mooli ainetta painaa aina tietyn moolimassan verran. Moolimassa-arvot löytyvät alkuaineiden jaksollisesta järjestelmästä. Aineen ainemäärän mooleissa voidaan laskea jakamalla aineen massa moolimassalla. Molekyylin moolimassa saadaan kertomalla taulukossa annettu moolimassa saman alkuaineen atomien lukumäärällä ja laskemalla eri aineiden moolimassat yhteen.

Kun atomit vaihtavat elektroneja, aine voi joko hapettua (luovuttaa elektroneja, jolloin hapetusluku kasvaa) tai pelkistyä (vastaanottaa elektroneja, jolloin hapetusluku pienenee). Hapettuva aine toimii silloin pelkistimenä ja pelkistyvä hapettimena. Hapetus-pelkistysreaktiot tapahtuu aina samaan aikaan eli kun jokin aine hapettuu, toinen pelkistyy. Atomeille voidaan laskea hapetusluvut, jotka kertovat luovutettujen tai vastaanotettujen elektronien määrän.
Alkuaineatomin hapetusluku on aina nolla. Ionin hapetusluku on varauksen suuruinen. Molekyylin, joka on ulospäin varaukseton, hapetusluku on nolla. Alkalimetallien hapetusluku +I, koska ne luovuttavat mielellään yhden elektronin. Maa-alkalimetallien hapetusluku on +II, koska ne luovuttavat mielellään kaksi ulkoelektronia. Fluori on elektronegatiivisin alkuaine ja sen hapetusluku on aina -I. Vedyn hapetusluku on +I, paitsi metallien kanssa reagoidessa -I, koska metallit pyrkivät luovuttamaan elektroninsa. Hapen hapetusluku on -II, paitsi peroksideissa -I ja fluorin kanssa reagoidessa +II. Metallien hapetusluku on aina positiivinen.

Reaktioyhtälöitä muodostaessa täytyy ottaa huomioon, että molemmin puolin on oltava sama määrä samaa ainetta ja sama määrä varauksia, koska ainetta ei häviä eikä tule tyhjästä lisää. Tämä voidaan tehdä lisäämällä kertoimet molekyylien eteen. Monimutkaisissa yhtälöissä tasapainottaminen on helpompaa hapetuslukujen avulla.

Epäorgaanisten yhdisteiden nimeämisessä ensin nimetään elektropositiivisin aine ja viimeiseksi elektronegatiivisin. Ioniyhdisteissä nimetään ensin kationi ja sitten anioni.
Jos atomeja on useampia, käytetään etuliitteitä mono (1), di (2), tri (3), tetra (4), penta (5), heksa (6), hepta (7), okta (8), nona (9) ja deka (10). Monoa käytetään vain jos molempia alkuaineita on vain yksi atomi. Yksiatomisille anioneille lisätään loppuun -idi pääte. Moniatomisille anioneille -naatti tai -niitti. Moniatomisten kationien pääte on -onium. Jos yhdisteen atomilla voi olla useampia hapetuslukuja, atomin hapetusluku on laitettava sulkuihin aineen kemiallisen merkin jälkeen.

Stoikiometrisissa laskuissa lasketaan aineiden massoja ja ainemääriä. Yleensä aineita ei ole reaktioon tasainen määrä, vaan jokin aine voi loppua ensin kesken. Tämä aine on rajottava reagenssi ja se lasketaan aineiden ainemääristä.
Yhdisteiden kaavoja kirjoittaessa voidaan kirjoittaa empiirinen kaava. Empiirinen kaava ei kerro kuinka paljon eri alkuaineita yhdisteessä on, vaan niiden suhteen.

Kun aineet reagoivat useampaan kertaan peräkkäin, muodostetaan reaktiosarjan. Silloin reaktiot voidaan yhdistää keskenään kertomalla niitä sopivilla luvuilla. Seoksen reagoidessa tapahtuu useampi reaktio rinnakkain. Näitä ei voida laskea yhteen, vaan niitä reaktioyhtälöitä on tarkasteltava erikseen toisistaan.

Stoikiometriset laskut ovat usein liuoslaskuja. Liuoksia voidaan laimentaa, jollon liuoksen pitoisuus muuttuu, kun ainemäärä pysyy samana ja vain liuottimen määrä lisääntyy. Tälläin lasketaan liuoksen konsentraatio, joka saadaan jakamalla liuenneen aineen ainemäärä liuoksen tilavuudella. Liuoksesta voidaan laskea massaprosentti tai tilavuusprosentti, joka kertoo liuenneen aineen prosentuaalisen osuuden koko liuoksen tilavuudesta tai massasta. Muita osuusmerkintöjä ovat promille (tuhannesosa) ja ppm (miljoonasosa).

Kaasulaskuissa lukiossa oletetaan kaasujen käyttäytyvän kuin ideaalikaasut. Kemian laskuissa käytetään samoja kaasulain perusyhtälöitä kuin fysiikassakin. NTP-oloissa kaikilla kaasuilla on sama moolitilavuus, 22,41 dm3.
Kaasuseoksissa pätee, että seoksen kokonaispaine on osapaineiden summa.

@темы: kemia

15:50 

Kemiallinen tasapaino

Jotkut reaktiot etenevät loppuun asti. Toiset reaktiot eivät etenee loppuun, vaan asettuvat tasapainotilaan, jossa lähtöaineita ja tuotteita on tietyssä suhteessa. Tätä sanotaan kemialliseksi tasapainotilaksi. Homogeenisessa tasapainossa aineet ovat samassa olomuodossa ja heterogeenisessa tasapainossa on vähintään kaksi faasia. kun reaktio on tasapainotilassa, systeemissa ei havaita konsentraatiomuutoksia, lämpötilamuutoksia tai kaasukehitysta. Kemiallinen tasapaino on dynaaminen tasapaino, jossa etenevä ja palautuva reaktio tapahtuvat samalla nopeudella ei näin havaita muutoksia koostumuksessa.

Massavaikutuksen lain mukaan tasapainotilassa lähtöaineiden ja tuotteiden konsentraatioiden välillä on tietty riippuvuus. Jokaisella reaktiolla on sille ominainen tasapainovakio, joka riippuu lämpötilasta. Tasapainovakio saadaan laskettua reaktion tuotteiden ja lähtöaineiden tasapainokonsentraatioista, joissa reaktioyhtälön kertoimet tulevat potensseiksi. Käänteisreaktion tasapainovakio on 1 jaettuna etenemisreaktion tasapainovakiolla.
Tasapainovakion suuruudesta voidaan päätellä, kuinka paljon reaktio etenee. Jos tasapainovakio K<>1, reaktio etenee melkein loppuun asti ja tuotteita on enemmän kuin lähtöaineita. Tasapainovakiosta ei voida sanoa, kuinka nopeasti tasapaino asettuu.

Tasapainotilaa voidaan muuttaa ulkoisella pakotteella. La Chatelierin periaatteen mukaan systeemissä tapahtuu muutos, joka pyrkii kumoamaan ulkoisen pakotteen vaikutuksen. Tasapainoa voidaan muuttaa muuttamalla konsentraatiota. Kun lisätään ainetta, tasapaino siirtyy toiseen suuntaan lisäyksestä poispäin. Jos ainetta poistetaan, tasapaino siirtyy poiston suuntaan. Paineen muuttaminen vaikuttaa kaasusysteemiin. Jos painetta lisätään, tasapaino siirtyy sinne, missä kaasuainemäärä on pienempi. Lämpötilan lisääminen vaikuttaa reaktioon riippuen siitä, onko reaktio eksoterminen vai endoterminen. Jos reaktiossa vapautuu energiaa, lämpötilan laskeminen siirtää tasapainoa tuotteiden suuntaan. Jos reaktiossa sitoutuu energiaa, lämpötilan nostaminen siirtää tasapainoa tuotteiden suuntaan.
Tasapainotilan asettumisen nopeuteen voidaan vaikuttaa katalysaattorilla. Tama ei kuitenkaan vaikuta itse tasapainotilaan, vaan pelkästään nopeuttaa sen asettumista.

@темы: kemia

16:36 

Hapot ja emäkset

Protolyysireaktiossa protonin luovuttava aine on happo ja protonin vastaanottava emäs. Protonin luovuttanut happo muuttuu emäkseksi ja protonin vastaanottanut emäs hapoksi. Hapolla on aina emäspari ja protolyysireaktiossa on aina kaksi happo-emäsparia. Protolyysireaktiolla on sille ominainen happo- tai emäsvakio. Laimeissa liuoksissa veden konsentraatio on suuri ja käytännössä vakio. Joten tämä on otettu huomioon happo- ja emäsvakiossa. Vahvoilla hapoilla happovakio on >>1, tasapaino on melkein kokonaan tuotteiden puolella ja näin happo protolysoituu kokonaan. Jos happovakio on >1, happo on heikko. Kaikki orgaaniset hapot ovat heikkoja happoja. Sama vakiosääntö pätee emäksiin. Vahvoja emäksiä ovat alkalimetallihydroksidit ja metallioksidit. Happo- tai emäsvakion yksikkö on aina mol/l.

Vesi on amfolyytti eli se voi toimia sekä happona että emäksenä. Veden autoprotolyysissä vesi reagoi itsensä kanssa jolloin muodostuu oksonium- ja hydroksidi-ioneja. Puhtaassa vedessä näiden konsentraatio on sama, joka voidaan laskea veden ionitulosta [H3O+][OH-]=Kw=1x10^-14mol^2/l^2. Veden ionitulo on riippuvainen lämpötilasta ja tämä arvo pätee lämpötilassa 25C. Jos muuta ei mainita, laskuissa on käytettävä tätä arvoa.

Liuoksen happamuus tai emäksisyys voidaan määrittää pH:n avulla. Kun pH on 7, liuos on neutraali. pH > 7 liuos on emäksinen ja pH < 7 liuos on hapan. Happamuus riippuu oksoniumionin konsentraatiosta. pH=-lg[H3O+]. Jos pH lasketaan hydroksidi-ionin konsentraation avulla, käytetään kaavaa pOH=-lg[OH-] ja sen jälkeen pH=14-pOH. Voidaan laskea myös [H3O+]=10^-pH tai [OH-]=10^-pOH.

Vahvoja happoja tai emäksiä laskettaessa oksonium- tai hydroksidi-ionin konsentraationa käytetään suoraan vahvan hapon tai emäksen konsentraatiota.
Heikkoja happoja ja emäksiä laskettaessa on laskettava oksonium- tai hydroksidi-ionien konsentraatio tasapainotilanteessa. Silloin on käytettävä happovakiota Ka tai emäsvakiota Kb ja käytettävä tasapainokonsentraatioita. Vakioilla on yhteys Ka x Kb = Kw, pKa = -lg Ka, pKb= -lg Kb, pKa + pKb = pKw = 14. Happovakiosta saadaan siis vastaavan emäksen emäsvakio. Mitä vahvempi on happo, sitä heikompi emäs.

Protolysoitumisaste kertoo, kuinka paljon happo/emäs on protolysoitunut verrattuna alkutilanteeseen.

Jos liuoksessa on sekä happoa että emästä, tapahtuu neutraloituminen. Oksoniumionit neutraloivat hydroksidi-ionit. Ionit eivät mene välttämättä tasan vaan toista voi olla ylimäärä. Silloin lasketaan kumpaa jää jäljelle ja se määrää liuoksen happamuuden. HUOM! Neutraloinnissa tilavuus muuttuu, lopputilavuus on kaikkien nesteiden yhteislaskettu tilavuus.

Suolaliuoksen pH riippuu liuoksessa olevista ioneista. Heikkojen happojen ja emästen suolat protolysoituvat vesiliuoksessa. Jos ioneja on vain yksi, liuos on joko hapan tai emäksinen. Jos useampi ioni protolysoituu niin on otettava huomioon protolysoitumisen voimakkuus. Happamuuden määrittää voimakkaampi ioni. Tämän voi arvioida happovakiosta ja emäsvakiosta.

Moniarvoiset eli polyproottiset hapot luovuttavat useammat kuin yhden protonin. Diproottiset luovuttaa kaksi protonia (rikkihappo) ja triproottiset kolme (fosforihappo). Nämä hapot ovat heikkoja happoja (paitsi rikkihappo ensimmäisen protonin osalta) ja luovuttavat yhden protonin kerrallaan. Polyproottisten happojen ionit ovat amfolyyttejä eli ne voivat toimia sekä happoina että emäksinä.

@темы: kemia

Oppimispäiväkirja

главная