خطوات تفكك الحمض. نظرية التفكك الالكتروليتى العلاقة بين الثابت ودرجة التفكك

التفكك الالكتروليتيهي عملية تكسير مادة (إلكتروليت) ، عادة في الماء ، إلى أيونات حرة الحركة.

الأحماض في المحاليل المائية قادرة على التفكك إلى أيونات الهيدروجين موجبة الشحنة (H +) والمخلفات الحمضية سالبة الشحنة (على سبيل المثال ، Cl - ، SO 4 2- ، NO 3 -). الأول يسمى الكاتيونات ، والأنيونات الأخيرة. الطعم الحامض لمحاليل جميع الأحماض يرجع بالتحديد إلى أيونات الهيدروجين.

جزيئات الماء قطبية. مع أقطابها السالبة الشحنة ، فإنها تجذب ذرات الهيدروجين من الحمض إلى نفسها ، بينما تجذب جزيئات الماء الأخرى المخلفات الحمضية إلى نفسها بأقطابها الموجبة الشحنة. إذا كانت الرابطة بين الهيدروجين وبقايا الحمض في جزيء الحمض ليست قوية بدرجة كافية ، فإنها تنكسر ، بينما يبقى إلكترون ذرة الهيدروجين عند بقايا الحمض.

في محاليل الأحماض القوية ، تنفصل جميع الجزيئات تقريبًا إلى أيونات. في الأحماض الضعيفة ، يستمر التفكك بشكل أضعف ، ومعه تستمر العملية العكسية - الارتباط - عندما تشكل أيونات بقايا الحمض والهيدروجين رابطة ، ومرة ​​أخرى يتم الحصول على جزيء حمض متعادل كهربائيًا. لذلك ، في معادلات التفكك ، غالبًا للأحماض القوية ، يتم استخدام علامة متساوية أو سهم أحادي الاتجاه ، وللأحماض الضعيفة ، أسهم متعددة الاتجاهات ، وبالتالي التأكيد على أن العملية تسير في كلا الاتجاهين.

تشمل الإلكتروليتات القوية حمض الهيدروكلوريك (HCl) وحمض الكبريتيك (H 2 SO 4) وحمض النيتريك (HNO 3) وما إلى ذلك. تشمل الإلكتروليتات الضعيفة الفوسفوريك (H 3 PO 4) والنيتروز (HNO 2) والسيليكون (H 2 SiO 3) ) وما إلى ذلك.

جزيء حمض أحادي القاعدة (HCl ، HNO 3 ، HNO 2 ، وما إلى ذلك) يمكن أن يتفكك فقط إلى أيون هيدروجين واحد وأيون واحد من بقايا الحمض. وهكذا ، فإن تفككهم يستمر دائمًا في خطوة واحدة.

يمكن أن تنفصل جزيئات الأحماض متعددة القواعد (H 2 SO 4 ، H 3 PO 4 ، إلخ) في عدة خطوات. أولاً ، ينفصل أيون هيدروجين عنهم ، ونتيجة لذلك ، يتبقى هيدرو أنيون (على سبيل المثال ، H SO 4 - - أيون الهيدروجين). هذه هي المرحلة الأولى من التفكك. علاوة على ذلك ، يمكن أن ينفصل أيون الهيدروجين الثاني ، ونتيجة لذلك ، ستبقى فقط بقايا الحمض (SO 4 2-). هذه هي المرحلة الثانية من التفكك.

وبالتالي ، فإن عدد خطوات التفكك الإلكتروليتي يعتمد على أساس الحمض (عدد ذرات الهيدروجين فيه).

يمر التفكك بسهولة أكبر خلال المرحلة الأولى. مع كل خطوة تالية ، يتناقص التفكك. والسبب في ذلك هو أنه من الأسهل فصل أيون الهيدروجين موجب الشحنة عن الجزيء المحايد أكثر من فصل أيون سالب الشحنة. بعد المرحلة الأولى ، تنجذب أيونات الهيدروجين المتبقية بقوة أكبر إلى بقايا الحمض ، لأنها تحتوي على شحنة سالبة أكبر.

عن طريق القياس مع الأحماض ، تتفكك القواعد أيضًا إلى أيونات. في هذه الحالة ، تتشكل الكاتيونات المعدنية وأنيونات الهيدروكسيد (OH -). اعتمادًا على عدد مجموعات الهيدروكسيد في جزيئات القاعدة ، يمكن أن يحدث التفكك أيضًا في عدة خطوات.

نظرية التفكك الالكتروليتىاقترحه العالم السويدي س. أرهينيوس في عام 1887.

التفكك الالكتروليتي- هذا هو انهيار جزيئات المنحل بالكهرباء مع تكوين أيونات موجبة الشحنة (كاتيونات) وشحنة سالبة (الأنيونات) في المحلول.

على سبيل المثال ، يتفكك حمض الأسيتيك مثل هذا في محلول مائي:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO -.

التفكك هو عملية قابلة للعكس. لكن الشوارد المختلفة تتفكك بشكل مختلف. تعتمد الدرجة على طبيعة المنحل بالكهرباء وتركيزه وطبيعة المذيب والظروف الخارجية (درجة الحرارة والضغط).

درجة التفكك α -نسبة عدد الجزيئات المتحللة إلى أيونات إلى العدد الإجمالي للجزيئات:

α = v´ (x) / v (x).

يمكن أن تختلف الدرجة من 0 إلى 1 (من غياب التفكك إلى اكتماله بالكامل). يشار إليها كنسبة مئوية. يتم تحديده تجريبيا. أثناء تفكك المنحل بالكهرباء ، يزداد عدد الجسيمات في المحلول. تشير درجة التفكك إلى قوة الإلكتروليت.

يميز قويو شوارد ضعيفة.

شوارد قوية- وهي شوارد تتجاوز درجة تفككها 30٪.

شوارد متوسطة القوة- هؤلاء الذين تتراوح درجة تفككهم بين 3٪ و 30٪.

شوارد ضعيفة- درجة التفكك في محلول مائي 0.1 م أقل من 3٪.

أمثلة على الشوارد الضعيفة والقوية.

تتحلل الإلكتروليتات القوية في المحاليل المخففة تمامًا إلى أيونات ، أي α = 1. لكن التجارب تظهر أن التفكك لا يمكن أن يساوي 1 ، فلها قيمة تقريبية ، لكنها لا تساوي 1. هذا ليس تفككًا حقيقيًا ، ولكنه تفكك واضح.

على سبيل المثال ، دع بعض الاتصال α = 0.7. أولئك. وفقًا لنظرية أرهينيوس ، فإن 30٪ من الجزيئات غير المنفصلة "تطفو" في المحلول. و 70٪ شكلت أيونات حرة. وتعطي النظرية الكهروستاتيكية تعريفًا مختلفًا لهذا المفهوم: إذا كانت α \ u003d 0.7 ، فسيتم فصل جميع الجزيئات إلى أيونات ، لكن الأيونات خالية بنسبة 70٪ فقط ، والـ 30٪ المتبقية مرتبطة بالتفاعلات الكهروستاتيكية.

درجة التفكك الظاهرة.

لا تعتمد درجة التفكك فقط على طبيعة المذيب والمذاب ، ولكن أيضًا على تركيز المحلول ودرجة الحرارة.

يمكن تمثيل معادلة التفكك على النحو التالي:

AK ⇄ A- + K +.

ويمكن التعبير عن درجة التفكك على النحو التالي:

مع زيادة تركيز المحلول ، تنخفض درجة تفكك المنحل بالكهرباء. أولئك. قيمة درجة إلكتروليت معين ليست قيمة ثابتة.

نظرًا لأن التفكك عملية قابلة للعكس ، يمكن كتابة معادلات معدل التفاعل على النحو التالي:

إذا كان التفكك هو التوازن ، فإن المعدلات متساوية ونتيجة لذلك نحصل عليها توازن ثابت(التفكك ثابت):

يعتمد K على طبيعة المذيب ودرجة الحرارة ، ولكنه لا يعتمد على تركيز المحاليل. يمكن أن نرى من المعادلة أنه كلما زاد عدد الجزيئات غير المنفصلة ، انخفضت قيمة ثابت تفكك الإلكتروليت.

أحماض بولي بيسيكتنفصل بخطوات ، ولكل خطوة قيمتها الخاصة لثابت التفكك.

إذا انفصل حمض البولي بيسك ، فإن البروتون الأول ينفصل بسهولة ، ومع زيادة شحنة الأنيون ، يزداد الجذب ، وبالتالي ينقسم البروتون بشكل أكثر صعوبة. فمثلا،

يجب أن تكون ثوابت تفكك حمض الفوسفوريك في كل مرحلة مختلفة تمامًا:

أنا - المرحلة:

ثانيا - المرحلة:

ثالثا - المرحلة:

في المرحلة الأولى ، حمض الفوسفوريك هو حمض متوسط ​​القوة ، وفي المرحلة الثانية يكون ضعيفًا ، وفي المرحلة الثالثة يكون ضعيفًا جدًا.

أمثلة على ثوابت التوازن لبعض محاليل الإلكتروليت.

فكر في مثال:

إذا تمت إضافة النحاس المعدني إلى محلول يحتوي على أيونات الفضة ، فعند لحظة التوازن ، يجب أن يكون تركيز أيونات النحاس أكبر من تركيز الفضة.

لكن الثابت له قيمة منخفضة:

AgCl⇄Ag + + Cl -.

مما يشير إلى أنه بحلول الوقت الذي تم فيه الوصول إلى التوازن ، تم إذابة القليل جدًا من كلوريد الفضة.

يتم إدخال تركيز النحاس المعدني والفضة في ثابت التوازن.

المنتج الأيوني للماء.

يحتوي الجدول أدناه على بيانات:

هذا الثابت يسمى منتج أيون من الماء، والتي تعتمد فقط على درجة الحرارة. وفقًا للتفكك ، يوجد أيون هيدروكسيد واحد لكل 1 H + أيون. في الماء النقي ، يكون تركيز هذه الأيونات هو نفسه: [ ح + ] = [أوه - ].

بالتالي، [ ح + ] = [أوه-] = = 10-7 مول / لتر.

إذا تمت إضافة مادة غريبة ، مثل حمض الهيدروكلوريك ، إلى الماء ، فإن تركيز أيونات الهيدروجين سيزداد ، لكن منتج أيون الماء لا يعتمد على التركيز.

وإذا قمت بإضافة القلويات ، فسوف يزداد تركيز الأيونات ، وتنخفض كمية الهيدروجين.

التركيز ومترابطان: كلما زادت قيمة واحدة ، قلت الأخرى.

حموضة المحلول (pH).

عادة ما يتم التعبير عن حموضة المحاليل بتركيز الأيونات ح +.في البيئات الحمضية الرقم الهيدروجيني<10 -7 моль/л, в нейтральных - الرقم الهيدروجيني\ u003d 10-7 مول / لتر ، في القلوية - الرقم الهيدروجيني> 10-7 مول / لتر.
يتم التعبير عن حموضة المحلول من حيث اللوغاريتم السالب لتركيز أيونات الهيدروجين ، ويطلق عليه الرقم الهيدروجيني.

الرقم الهيدروجيني = -إل جي[ ح + ].

العلاقة بين الثابت ودرجة التفكك.

ضع في اعتبارك مثالًا لتفكك حمض الأسيتيك:

لنجد ثابتًا:

التركيز المولي С = 1 /الخامس، نعوض في المعادلة ونحصل على:

هذه المعادلات بموجب قانون تربية دبليو أوستوالد، والتي بموجبها لا يعتمد ثابت تفكك المنحل بالكهرباء على تخفيف المحلول.

في تفكك الأحماض ، يتم لعب دور الكاتيونات أيونات الهيدروجين(H +) ، لم يتم تكوين أي كاتيونات أخرى أثناء تفكك الأحماض:

HF ↔ H + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

إن أيونات الهيدروجين هي التي تعطي الأحماض خصائصها المميزة: الطعم الحامض ، واللون الأحمر للمؤشر ، وما إلى ذلك.

الأيونات السالبة (الأنيونات) المنفصلة عن جزيء الحمض هي بقايا الحمض.

إحدى خصائص تفكك الأحماض هي قاعدتها - عدد أيونات الهيدروجين الموجودة في جزيء الحمض الذي يمكن تشكيله أثناء التفكك:

• أحماض أحادية القاعدة: HCl ، HF ، HNO 3 ؛
• أحماض ثنائي القاعدة: H 2 SO 4 ، H 2 CO 3 ؛
• أحماض تريباسيك: H 3 PO 4.

تحدث عملية فصل الكاتيونات الهيدروجينية في الأحماض متعددة الأسس بخطوات: أولاً ينفصل أيون هيدروجين واحد ، ثم ينفصل آخر (ثالثًا).

التفكك التدريجي لحمض ثنائي القاعدة:

H 2 SO 4 H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-

التفكك التدريجي لحمض تريباسيك:

H 3 PO 4 H + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + PO 4 3-

في تفكك الأحماض متعددة القاعدة ، تقع أعلى درجة من التفكك في المرحلة الأولى. على سبيل المثال ، عند فصل حمض الفوسفوريك ، تكون درجة تفكك المرحلة الأولى 27٪ ؛ الثانية - 0.15٪ ؛ الثالث - 0.005٪.

تفكك القاعدة

في تفكك القواعد ، يتم لعب دور الأنيونات أيونات الهيدروكسيد(OH -) ، لا تتشكل الأنيونات الأخرى أثناء تفكك القواعد:

هيدروكسيد الصوديوم ↔ Na + + OH -

يتم تحديد حموضة القاعدة بعدد أيونات الهيدروكسيد المتكونة أثناء تفكك جزيء قاعدي واحد:

• قواعد حمض واحد - KOH ، هيدروكسيد الصوديوم ؛
• قواعد ثنائية الحموضة - Ca (OH) 2 ؛
• قواعد ثلاثي - Al (OH) 3.

تنفصل قواعد بولي أسيد ، عن طريق القياس مع الأحماض ، أيضًا في خطوات - في كل مرحلة ، ينفصل أيون هيدروكسيد واحد:

يمكن لبعض المواد ، اعتمادًا على الظروف ، أن تعمل كأحماض (تنفصل مع التخلص من كاتيونات الهيدروجين) وكقواعد (تنفصل مع التخلص من أيونات الهيدروكسيد). تسمى هذه المواد مذبذب(انظر التفاعلات الحمضية القاعدية).

تفكك Zn (OH) 2 كقاعدة:

Zn (OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + Zn 2+ + OH -

تفكك Zn (OH) 2 كأحماض:

Zn (OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + 2-

تفكك الملح

تتفكك الأملاح في الماء إلى أنيونات البقايا الحمضية وكاتيونات المعادن (أو مركبات أخرى).

تصنيف تفكك الملح:

• أملاح عادية (متوسطة)يتم الحصول عليها عن طريق الاستبدال الكامل المتزامن لجميع ذرات الهيدروجين في الحمض بذرات معدنية - وهي عبارة عن إلكتروليتات قوية ، تنفصل تمامًا في الماء عن طريق تكوين حبات معدنية وبقايا حمض واحدة: NaNO 3 ، Fe 2 (SO 4) 3 ، K 3 PO 4.
• الأملاح الحمضيةتحتوي في تركيبتها ، بالإضافة إلى ذرات المعدن وبقايا الحمض ، على ذرات هيدروجين أخرى (عدة) - تنفصل تدريجياً بتكوين الكاتيونات المعدنية ، والأنيونات من بقايا الحمض وكاتيون الهيدروجين: NaHCO 3 ، KH 2 PO 4 ، NaH 2 PO 4.
• أملاح أساسيةتحتوي في تركيبها ، بالإضافة إلى ذرات المعدن وبقايا الحمض ، مجموعة هيدروكسيل أخرى (عدة) - تتفكك مع تكوين الكاتيونات المعدنية ، والأنيونات من بقايا الحمض وأيون الهيدروكسيد: (CuOH) 2 CO 3 ، Mg (يا) Cl.
• أملاح مزدوجةيتم الحصول عليها عن طريق الاستبدال المتزامن لذرات الهيدروجين في الحمض بذرات من معادن مختلفة: KAl (SO 4) 2.
• أملاح مختلطةتتفكك في الكاتيونات المعدنية والأنيونات من العديد من المخلفات الحمضية: CaClBr.

تفكك الملح الطبيعي: K 3 PO 4 3K + PO 4 3- تفكك الملح الحمضي: NaHCO 3 Na + + HCO 3 - HCO 3 - H + CO 3 2- تفكك الملح الأساسي: Mg (OH) Cl ↔ Mg (OH) + + Cl - Mg (OH) + Mg 2+ + OH - تفكك الملح المزدوج: KAl (SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- تفكك الملح المختلط: CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -

المحاليل المائية لبعض المواد هي موصلات للتيار الكهربائي. تصنف هذه المواد على أنها إلكتروليتات. المنحلات بالكهرباء هي أحماض وقواعد وأملاح وذوبان مواد معينة.

تعريف

تسمى عملية تحلل الإلكتروليتات إلى أيونات في المحاليل المائية وتذوب تحت تأثير تيار كهربائي التفكك الالكتروليتي.

محاليل بعض المواد في الماء لا توصل الكهرباء. تسمى هذه المواد غير المنحل بالكهرباء. وتشمل هذه العديد من المركبات العضوية ، مثل السكر والكحول.

نظرية التفكك الالكتروليتي

صاغ العالم السويدي س. أرهينيوس (1887) نظرية التفكك الكهربي. الأحكام الرئيسية لنظرية S.Rrhenius:

- الشوارد ، عند إذابتها في الماء ، تتحلل (تتفكك) إلى أيونات موجبة وسالبة الشحنة ؛

- تحت تأثير التيار الكهربائي ، تتحرك الأيونات موجبة الشحنة باتجاه القطب السالب (الكاتيونات) ، وتتحرك الأيونات سالبة الشحنة باتجاه القطب الموجب (الأنيونات) ؛

- التفكك عملية قابلة للعكس

KA ↔ K + A -

تتكون آلية التفكك الإلكتروليتي في التفاعل الأيوني ثنائي القطب بين الأيونات وثنائيات أقطاب الماء (الشكل 1).

أرز. 1. التفكك الالكتروليتي لمحلول كلوريد الصوديوم

تنفصل المواد ذات الرابطة الأيونية بسهولة أكبر. وبالمثل ، يحدث التفكك في الجزيئات المتكونة وفقًا لنوع الرابطة التساهمية القطبية (طبيعة التفاعل هي ثنائي القطب ثنائي القطب).

تفكك الأحماض والقواعد والأملاح

أثناء تفكك الأحماض ، تتشكل أيونات الهيدروجين (H +) ، أو بالأحرى ، أيونات الهيدرونيوم (H 3 O +) ، دائمًا ما تكون مسؤولة عن خصائص الأحماض (الطعم الحامض ، عمل المؤشرات ، التفاعل مع القواعد ، إلخ. .).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

أثناء تفكك القواعد ، تتشكل دائمًا أيونات هيدروكسيد الهيدروجين (OH -) ، وهي المسؤولة عن خصائص القواعد (تغير لون المؤشرات ، والتفاعل مع الأحماض ، وما إلى ذلك).

هيدروكسيد الصوديوم ↔ Na + + OH -

الأملاح عبارة عن إلكتروليتات ، تتشكل أثناء تفككها الكاتيونات المعدنية (أو كاتيون الأمونيوم NH 4 +) وأنيونات بقايا الحمض.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

الأحماض والقواعد بولياسيك تنفصل في خطوات.

H 2 SO 4 ↔ H + H + 4 - (المرحلة الأولى)

HSO 4 - ↔ H + + SO 4 2- (المرحلة الثانية)

Ca (OH) 2 + + OH - (المرحلة الأولى)

+ ↔ Ca 2+ + OH -

درجة التفكك

بين الإلكتروليتات ، تتميز المحاليل الضعيفة والقوية. لتوصيف هذا المقياس ، هناك مفهوم وحجم درجة التفكك (). درجة التفكك هي نسبة عدد الجزيئات المنفصلة في الأيونات إلى العدد الإجمالي للجزيئات. غالبا ما يتم التعبير عنه في٪.

تشتمل الإلكتروليتات الضعيفة على مواد تقل فيها درجة التفكك في محلول عشري (0.1 مول / لتر) عن 3٪. تشتمل الإلكتروليتات القوية على مواد تكون فيها درجة التفكك في محلول عشري (0.1 مول / لتر) أكثر من 3٪. لا تحتوي محاليل الإلكتروليتات القوية على جزيئات غير مرتبطة ، وتؤدي عملية الارتباط (الارتباط) إلى تكوين أيونات مائية وأزواج أيونات.

تتأثر درجة التفكك بشكل خاص بطبيعة المذيب ، وطبيعة المذاب ، ودرجة الحرارة (بالنسبة للكهارل القوية ، مع زيادة درجة الحرارة ، تنخفض درجة التفكك ، وبالنسبة للإلكتروليتات الضعيفة ، فإنها تمر عبر حد أقصى في نطاق درجة الحرارة 60 درجة مئوية) ، تركيز المحاليل ، إدخال أيونات تحمل الاسم نفسه في المحلول.

المنحلات بالكهرباء المتذبذبة

هناك إلكتروليتات ، عند التفكك ، تشكل أيونات H + و OH. تسمى هذه الإلكتروليتات مذبذبة ، على سبيل المثال: Be (OH) 2 ، Zn (OH) 2 ، Sn (OH) 2 ، Al (OH) 3 ، Cr (OH) 3 ، إلخ.

H + RO - ↔ ROH ↔ R + + OH -

معادلات التفاعل الأيوني

التفاعلات في المحاليل المائية هي تفاعلات بين الأيونات - التفاعلات الأيونية، والتي تمت كتابتها باستخدام المعادلات الأيونية في الأشكال الجزيئية والأيونية الكاملة والأيونية المختزلة. فمثلا:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (الشكل الجزيئي)

با 2+ + 2 Cl − + 2 نا+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 نا + + 2 Cl- (شكل أيوني كامل)

Ba 2 + + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (شكل أيوني مختصر)

قيمه الحامضيه

الماء هو إلكتروليت ضعيف ، لذلك تستمر عملية التفكك إلى حدٍ ما.

H 2 O ↔ H + + OH -

يمكن تطبيق قانون العمل الجماعي على أي توازن ويمكن كتابة التعبير عن ثابت التوازن:

ك = /

وبالتالي ، فإن تركيز توازن الماء هو قيمة ثابتة.

K = = KW

يتم التعبير عن حموضة (قاعدية) محلول مائي بشكل ملائم من حيث اللوغاريتم العشري للتركيز المولي لأيونات الهيدروجين ، مع الإشارة المعاكسة. هذه القيمة تسمى قيمة الرقم الهيدروجيني (pH).

استعمال. التفكك الالكتروليتي للأملاح والأحماض والقلويات. تفاعلات التبادل الأيوني. تحلل الملح
المحاليل وتركيزها ، أنظمة التشتت ، التفكك الإلكتروليتي ، التحلل المائي

في الدرس ، ستتمكن من اختبار معلوماتك حول موضوع "فحص الدولة الموحد. التفكك الالكتروليتي للأملاح والأحماض والقلويات. تفاعلات التبادل الأيوني. تحلل الملح. سوف تفكر في حل المشكلات من اختبار الحالة الموحدة للمجموعات A و B و C حول مواضيع مختلفة: "الحلول وتركيزاتها" ، "التفكك الإلكتروليتي" ، "تفاعلات التبادل الأيوني والتحلل المائي". لحل هذه المشكلات ، بالإضافة إلى معرفة الموضوعات قيد الدراسة ، تحتاج أيضًا إلى أن تكون قادرًا على استخدام جدول قابلية المواد للذوبان ، ومعرفة طريقة توازن الإلكترون ، ولديك فكرة عن قابلية الانعكاس والتفاعلات.

الموضوع: المحاليل وتركيزها ، أنظمة التشتت ، التفكك الإلكتروليتي

الدرس: استخدام. التفكك الالكتروليتي للأملاح والأحماض والقلويات. تفاعلات التبادل الأيوني. تحلل الملح

أنا. اختيار خيار واحد صحيح من أصل 4 معروض.

سؤال	تعليق
أ 1. الإلكتروليتات القوية هي:	بحكم التعريف ، الإلكتروليتات القوية هي مواد تتحلل تمامًا إلى أيونات في محلول مائي. لا يمكن أن يكون ثاني أكسيد الكربون والأكسجين شوارد قوية. H 2 S هو إلكتروليت ضعيف. الإجابة الصحيحة 4.
أ 2. المواد التي تنفصل فقط إلى أيونات المعادن وأيونات الهيدروكسيد هي: 1. الأحماض 2. القلويات 4. هيدروكسيدات مذبذب	بحكم التعريف ، يُطلق على المركب الذي ، عند فصله في محلول مائي ، أنيون هيدروكسيد فقط قاعدة. فقط الهيدروكسيد القلوي والمذبذب مناسبان لهذا التعريف. ولكن في السؤال يبدو أن المركب يجب أن يتفكك فقط في الكاتيونات المعدنية وأنيونات الهيدروكسيد. يتفكك هيدروكسيد الأمفوتريك بخطوات ، وبالتالي تكون أيونات الهيدروكسيد ميتال في المحلول. الإجابة الصحيحة 2.
A3. يستمر تفاعل التبادل حتى النهاية بتكوين مادة غير قابلة للذوبان في الماء بين: 1. هيدروكسيد الصوديوم و MgCl 2 2. NaCl و CuSO4 3. CaCO 3 و HCl (محلول)	للإجابة ، عليك كتابة هذه المعادلات والبحث في جدول الذوبان لمعرفة ما إذا كانت هناك مواد غير قابلة للذوبان بين المنتجات. هذا في التفاعل الأول هيدروكسيد المغنيسيوم Mg (OH) 2 الإجابة الصحيحة 1.
A4. مجموع جميع المعاملات في شكل أيوني كامل ومختصر في التفاعل بينهماالحديد(رقم 3 ) 2 +2 هيدروكسيد الصوديوممساوي ل:	Fe (NO 3) 2 + 2 NaOH Fe (OH) 2 + 2Na NO 3 جزيئي Fe 2+ + 2NO 3 - + 2Na + 2OH - Fe (OH) 2 + 2Na + +2 NO 3 - معادلة أيونية كاملة ، مجموع المعاملات هو 12 Fe 2+ + 2OH - Fe (OH) 2 أيوني مختصر ، مجموع المعاملات هو 4 الإجابة الصحيحة 4.
A5. تتوافق معادلة التفاعل الأيوني المختصرة H + + OH - → H 2 O مع التفاعل: 2. هيدروكسيد الصوديوم (Р-Р) + HNO 3 3. النحاس (OH) 2 + حمض الهيدروكلوريك 4. CuO + H 2 SO 4	تعكس هذه المعادلة المختصرة التفاعل بين قاعدة قوية وحمض قوي. القاعدة متاحة في 2 و 3 خيارات ، لكن Cu (OH) 2 قاعدة غير قابلة للذوبان الإجابة الصحيحة 2.
أ 6. يكتمل تفاعل التبادل الأيوني عندما يتم تصريف المحاليل: 1. نترات الصوديوم وكبريتات البوتاسيوم 2. كبريتات البوتاسيوم وحمض الهيدروكلوريك 3. كلوريد الكالسيوم ونترات الفضة 4. كبريتات الصوديوم وكلوريد البوتاسيوم	دعونا نكتب كيف ستحدث تفاعلات التبادل الأيوني بين كل زوج من المواد. NaNO 3 + K 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + KNO 3 K 2 SO 4 + HCl → H 2 SO 4 + KCl CaCl 2 + 2AgNO 3 → 2AgCl ↓ + Ca (NO 3) 2 Na 2 SO 4 + KCl → K 2 SO 4 + NaCl وفقًا لجدول الذوبان ، نرى أن AgCl ↓ الإجابة الصحيحة 3.
أ 7. في محلول مائي ، يتفكك تدريجياً:	تخضع الأحماض متعددة الأسس لتفكك تدريجي في محلول مائي. من بين هذه المواد ، H 2 S فقط هو حمض. الإجابة الصحيحة 3.
أ 8. معادلة التفاعل جuCl 2 +2 KOH→ النحاس(أوه) 2 ↓+2 بوكليتوافق مع المعادلة الأيونية المختصرة: 1. CuCl 2 + 2OH - → Cu 2+ + 2OH - + 2Cl - 2. Сu 2+ + KOH → Cu (OH) 2 ↓ + K + 3. Cl - + K + → KCl 4. Сu 2+ + 2OH - → Cu (OH) 2 ↓	لنكتب المعادلة الأيونية الكاملة: Cu 2+ + 2Cl - + 2K + + 2OH - → Cu (OH) 2 ↓ + 2K + + 2Cl - نستبعد الأيونات غير المقيدة ، نحصل على المعادلة الأيونية المختزلة Сu 2+ + 2OH - → Cu (OH) 2 ↓ الإجابة الصحيحة 4.
أ 9. رد الفعل يكاد يكتمل: 1. Na 2 SO 4 + KCl → 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO 3 + هيدروكسيد الصوديوم → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 →	لنكتب تفاعلات التبادل الأيوني الافتراضية: Na 2 SO 4 + KCl → K 2 SO 4 + Na Cl H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 ↓ + 2HCl KNO 3 + NaOH → NaNO 3 + KOH Na 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2NaCl وفقًا لجدول الذوبان ، نرى BaSO 4 ↓ الإجابة الصحيحة 2.
أ 10. الحل له بيئة محايدة: 2. (NH 4) 2 SO 4	فقط المحاليل المائية للأملاح التي تتكون من قاعدة قوية وحمض قوي لها بيئة محايدة. NaNO3 هو ملح يتكون من القاعدة القوية NaOH والحمض القوي HNO3. الإجابة الصحيحة 1.
أ 11. يمكن زيادة حموضة التربة بإدخال محلول:	من الضروري تحديد الملح الذي سيعطي تفاعلًا حمضيًا للوسط. يجب أن يكون ملحًا يتكون من حمض قوي و قاعدة ضعيفة. هذا هو NH 4 NO 3. الإجابة الصحيحة 1.
أ 12. يحدث التحلل المائي عند إذابته في الماء:	فقط الأملاح التي تتكون من قاعدة قوية وحمض قوي لا تخضع للتحلل المائي. تحتوي جميع الأملاح المذكورة أعلاه على أنيونات من الأحماض القوية. يحتوي AlCl 3 فقط على كاتيون قاعدي ضعيف. الإجابة الصحيحة 4.
ج 13. لا يخضع للتحلل المائي: 1. حمض الخليك 2. إستر إيثيل حامض الخليك 3. النشا	لدينا تحلل مائي أهمية عظيمةفي الكيمياء العضوية. تخضع الإسترات والنشا والبروتين للتحلل المائي. الإجابة الصحيحة 1.
أ 14. ما الرقم يدل على جزء من المعادلة الجزيئية تفاعل كيميائي، المقابلة للمعادلة الأيونية المتعددة С ش 2+ +2 أوه - → النحاس(أوه) 2 ↓? 1. Cu (OH) 2 + HCl → 2. CuCO 3 + H 2 SO 4 → 3. CuO + HNO 3 → 4. CuSO4 + KOH →	وفقًا للمعادلة المختصرة ، يترتب على ذلك أنك بحاجة إلى تناول أي مركب قابل للذوبان يحتوي على أيون النحاس وأيون الهيدروكسيد. من بين جميع مركبات النحاس المذكورة أعلاه ، فقط CuSO 4 قابل للذوبان ، وفقط في التفاعل المائي يوجد OH -. الإجابة الصحيحة 4.
أ 15.ما هي المواد التي تتفاعل لإنتاج أكسيد الكبريت؟: 1. Na 2 SO 3 و HCl 2. AgNO 3 و K 2 SO 4 3. BaCO 3 و HNO 3 4. Na 2 S و HCl	في التفاعل الأول ، يتم الحصول على حمض غير مستقر H 2 SO 3 ، والذي يتحلل إلى ماء وأكسيد الكبريت (IV) اجابة صحيحة1.

ثانيًا. مهام ذات إجابة قصيرة ومطابقة.

في 1. المجموع الكلي لجميع المعاملات في المعادلة الأيونية الكاملة والمختصرة للتفاعل بين نترات الفضة وهيدروكسيد الصوديوم هو ...	لنكتب معادلة التفاعل: 2AgNO 3 + 2 NaOH → Ag 2 O ↓ + 2NaNO 3 + H 2 O معادلة أيونية كاملة: 2Ag + + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - → Ag 2 O ↓ + 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O المعادلة الأيونية المختصرة: 2Ag + + 2OH - → Ag 2 O ↓ + H 2 O الإجابة الصحيحة: 20
في 2. قم بعمل معادلة أيونية كاملة لتفاعل 1 مول من هيدروكسيد البوتاسيوم مع 1 مول من هيدروكسيد الألومنيوم. أدخل عدد الأيونات في المعادلة.	KOH + Al (OH) 3 ↓ → K معادلة أيونية كاملة: K + + OH - + Al (OH) 3 ↓ → K + + - الإجابة الصحيحة: 4 أيونات.
على الساعة 3. إنشاء تطابق بين اسم الملح وعلاقته بالتحلل المائي: أ) خلات الأمونيوم 1. لا يتحلل بالماء ب) كبريتيد الباريوم 2. بواسطة الكاتيون ج) كبريتيد الأمونيوم 3. بواسطة الأنيون د) كربونات الصوديوم 4. بالكاتيون والأنيون	للإجابة على السؤال ، تحتاج إلى تحليل القوة التي شكلتها القاعدة والحمض لهذه الأملاح. الإجابة الصحيحة A4 B3 C4 D3
في 4. يحتوي محلول مول واحد من كبريتات الصوديوم على 6.02أيونات الصوديوم. احسب درجة تفكك الملح.	لنكتب معادلة التفكك الإلكتروليتي لكبريتات الصوديوم: Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2- تتحلل إلى أيونات 0.5 مول من كبريتات الصوديوم.
ال 5. إنشاء مراسلات بين الكواشف والمعادلات الأيونية المختصرة: 1. Ca (OH) 2 + HCl → A) NH 4 + + OH - → NH 3 + H 2 O 2. NH 4 Cl + NaOH → B) Al 3+ + OH - → Al (OH) 3 ↓ 3. AlCl 3 + KOH → B) H + + OH - → H 2 O 4. BaCl 2 + Na 2 SO 4 → D) Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓ الإجابة الصحيحة: C1 A2 B3 D4
ال 6. اكتب المعادلة الأيونية الكاملة المقابلة للمعادلة المختزلة: منا 3 2- +2 ح + → كو 2 + ح 2 ا. حدد مجموع المعاملات في المعادلات الجزيئية والأيونية الكاملة.	يجب أن تأخذ أي كربونات قابلة للذوبان وأي حمض قوي قابل للذوبان. جزيئي: Na 2 CO 3 + 2HCl → CO 2 + H 2 O + 2NaCl ؛ مجموع المعاملات هو 7 أيوني كامل: 2Na + + CO 3 2- + 2H + 2Cl - → CO 2 + H 2 O + 2Na + + 2Cl - ؛ مجموع المعاملات هو 13

ثالثاالتعيينات مع إجابة مفصلة

سؤال