Pasos de disociación ácida. Teoría de la disociación electrolítica La relación entre la constante y el grado de disociación
disociación electrolítica es el proceso de descomponer una sustancia (que es un electrolito), generalmente en agua, en iones que pueden moverse libremente.
Los ácidos en soluciones acuosas pueden disociarse en iones de hidrógeno cargados positivamente (H+) y residuos ácidos cargados negativamente (por ejemplo, Cl - , SO 4 2- , NO 3 -). Los primeros se llaman cationes, los segundos aniones. El sabor agrio de las soluciones de todos los ácidos se debe precisamente a los iones de hidrógeno.
Las moléculas de agua son polares. Con sus polos cargados negativamente, atraen hacia sí los átomos de hidrógeno del ácido, mientras que otras moléculas de agua atraen residuos ácidos hacia sí con sus polos cargados positivamente. Si en la molécula de ácido el enlace entre el hidrógeno y el residuo ácido no es lo suficientemente fuerte, entonces se rompe, mientras que el electrón del átomo de hidrógeno permanece en el residuo ácido.
En soluciones de ácidos fuertes, casi todas las moléculas se disocian en iones. En los ácidos débiles, la disociación se produce más débilmente y, junto con ella, se produce el proceso inverso, la asociación, cuando los iones del residuo ácido y el hidrógeno forman un enlace, y nuevamente se obtiene una molécula de ácido eléctricamente neutra. Por lo tanto, en las ecuaciones de disociación, a menudo para ácidos fuertes, se usa un signo igual o una flecha unidireccional, y para ácidos débiles, flechas multidireccionales, enfatizando así que el proceso va en ambas direcciones.
Los electrolitos fuertes incluyen ácido clorhídrico (HCl), ácido sulfúrico (H 2 SO 4), ácido nítrico (HNO 3), etc. Los electrolitos débiles incluyen ácido fosfórico (H 3 PO 4), nitroso (HNO 2), silicio (H 2 SiO 3 ) y etc
Una molécula de ácido monobásico (HCl, HNO 3 , HNO 2 , etc.) solo puede disociarse en un ion de hidrógeno y un ion de residuo ácido. Por lo tanto, su disociación siempre procede en un solo paso.
Las moléculas de ácidos polibásicos (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , etc.) pueden disociarse en varios pasos. Primero, un ion de hidrógeno se separa de ellos, como resultado, queda un hidroanión (por ejemplo, HSO 4 - - ion hidrosulfato). Esta es la primera etapa de la disociación. Además, el segundo ion de hidrógeno se puede separar, como resultado, solo quedará el residuo ácido (SO 4 2-). Esta es la segunda etapa de la disociación.
Así, el número de pasos de la disociación electrolítica depende de la basicidad del ácido (el número de átomos de hidrógeno que contiene).
La disociación procede más fácilmente a través de la primera etapa. Con cada paso siguiente, la disociación disminuye. La razón de esto es que es más fácil separar un ion de hidrógeno cargado positivamente de una molécula neutra que de una cargada negativamente. Después de la primera etapa, los iones de hidrógeno restantes son atraídos con mayor fuerza por el residuo ácido, ya que tiene una mayor carga negativa.
Por analogía con los ácidos, las bases también se disocian en iones. En este caso, se forman cationes metálicos y aniones hidróxido (OH -). Dependiendo del número de grupos hidróxido en las moléculas base, la disociación también puede ocurrir en varios pasos.
La teoría de la disociación electrolítica. propuesta por el científico sueco S. Arrhenius en 1887.
disociación electrolítica- esta es la descomposición de las moléculas de electrolitos con la formación de iones cargados positivamente (cationes) y cargados negativamente (aniones) en solución.
Por ejemplo, el ácido acético se disocia así en una solución acuosa:
CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .
La disociación es un proceso reversible. Pero diferentes electrolitos se disocian de manera diferente. El grado depende de la naturaleza del electrolito, su concentración, la naturaleza del solvente, las condiciones externas (temperatura, presión).
Grado de disociación α - la relación entre el número de moléculas descompuestas en iones y el número total de moléculas:
α=v´(x)/v(x).
El grado puede variar de 0 a 1 (desde la ausencia de disociación hasta su completa finalización). Indicado como un porcentaje. Se determina experimentalmente. Durante la disociación del electrolito, aumenta el número de partículas en la solución. El grado de disociación indica la fuerza del electrolito.
Distinguir fuerte y electrolitos débiles.
electrolitos fuertes- estos son electrolitos, cuyo grado de disociación supera el 30%.
Electrolitos de fuerza media- estos son aquellos cuyo grado de disociación se divide en el rango de 3% a 30%.
Electrolitos débiles- el grado de disociación en una solución acuosa 0,1 M es inferior al 3%.
Ejemplos de electrolitos débiles y fuertes.
Los electrolitos fuertes en soluciones diluidas se descomponen completamente en iones, es decir, α = 1. Pero los experimentos muestran que la disociación no puede ser igual a 1, tiene un valor aproximado, pero no es igual a 1. Esta no es una disociación verdadera, sino aparente.
Por ejemplo, deja alguna conexión α = 0,7. Aquellos. según la teoría de Arrhenius, el 30% de las moléculas no disociadas “flotan” en la solución. Y el 70% formó iones libres. Y la teoría electrostática da una definición diferente a este concepto: si α \u003d 0.7, entonces todas las moléculas se disocian en iones, pero los iones solo están libres en un 70% y el 30% restante está unido por interacciones electrostáticas.
El grado aparente de disociación.
El grado de disociación depende no solo de la naturaleza del solvente y del soluto, sino también de la concentración de la solución y la temperatura.
La ecuación de disociación se puede representar de la siguiente manera:
AK ⇄ A- + K + .
Y el grado de disociación se puede expresar de la siguiente manera:
Con un aumento en la concentración de la solución, disminuye el grado de disociación del electrolito. Aquellos. el valor de grado para un electrolito particular no es un valor constante.
Dado que la disociación es un proceso reversible, las ecuaciones de velocidad de reacción se pueden escribir de la siguiente manera:
Si la disociación es equilibrio, entonces las tasas son iguales y como resultado obtenemos equilibrio constante(Constante de disociación):
K depende de la naturaleza del solvente y de la temperatura, pero no depende de la concentración de las soluciones. Se puede ver a partir de la ecuación que cuantas más moléculas no disociadas, menor es el valor de la constante de disociación del electrolito.
ácidos polibásicos disociarse en pasos, y cada paso tiene su propio valor de la constante de disociación.
Si un ácido polibásico se disocia, entonces el primer protón se escinde más fácilmente y, a medida que aumenta la carga del anión, aumenta la atracción y, por lo tanto, el protón se escinde con mucha más dificultad. Por ejemplo,
Las constantes de disociación del ácido fosfórico en cada etapa deben ser muy diferentes:
yo - etapa:
II - etapa:
III - etapa:
En la primera etapa, el ácido fosfórico es un ácido de fuerza media, y en la segunda etapa es débil, en la tercera etapa es muy débil.
Ejemplos de constantes de equilibrio para algunas soluciones de electrolitos.
Considere un ejemplo:
Si se agrega cobre metálico a una solución que contiene iones de plata, entonces, en el momento del equilibrio, la concentración de iones de cobre debe ser mayor que la concentración de plata.
Pero la constante tiene un valor bajo:
AgCl⇄Ag++Cl-.
Lo que sugiere que cuando se alcanzó el equilibrio, se había disuelto muy poco cloruro de plata.
La concentración de cobre metálico y plata se introducen en la constante de equilibrio.
Producto iónico del agua.
La siguiente tabla contiene datos:
Esta constante se llama producto iónico del agua, que depende únicamente de la temperatura. Según la disociación, existe un ion hidróxido por ion 1 H+. En agua pura, la concentración de estos iones es la misma: [ H + ] = [Vaya - ].
Por eso, [ H + ] = [Vaya- ] = = 10-7 mol/l.
Si se agrega al agua una sustancia extraña, como el ácido clorhídrico, la concentración de iones de hidrógeno aumentará, pero el producto iónico del agua no depende de la concentración.
Y si agrega álcali, la concentración de iones aumentará y la cantidad de hidrógeno disminuirá.
Concentración y están interconectados: cuanto más un valor, menos el otro.
La acidez de la solución (pH).
La acidez de las soluciones generalmente se expresa por la concentración de iones. H+. En ambientes ácidos pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, en alcalino - pH> 10 -7 mol/l.
La acidez de una solución se expresa en términos del logaritmo negativo de la concentración de iones de hidrógeno, llamándola pH.
pH = -lg[ H + ].
La relación entre la constante y el grado de disociación.
Considere un ejemplo de la disociación del ácido acético:
Encontremos una constante:
Concentración molar C=1/V, sustituimos en la ecuación y obtenemos:
Estas ecuaciones son por la ley de reproducción de W. Ostwald, según el cual la constante de disociación del electrolito no depende de la dilución de la solución.
En la disociación de los ácidos, el papel de los cationes lo desempeñan iones de hidrógeno(H +), no se forman otros cationes durante la disociación de ácidos:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Son los iones de hidrógeno los que dan a los ácidos sus propiedades características: sabor agrio, coloración roja del indicador, etc.
Los iones negativos (aniones) separados de una molécula de ácido son residuo ácido.
Una de las características de la disociación de los ácidos es su basicidad: la cantidad de iones de hidrógeno contenidos en una molécula de ácido que se pueden formar durante la disociación:
- ácidos monobásicos: HCl, HF, HNO3;
- ácidos dibásicos: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
- ácidos tribásicos: H 3 PO 4 .
El proceso de separación de cationes de hidrógeno en ácidos polibásicos ocurre en pasos: primero se separa un ion de hidrógeno, luego otro (tercero).
Disociación paso a paso del ácido dibásico:
H 2 SO 4 ↔ H + + H SO 4 - H SO 4 - ↔ H + + H SO 4 2-
Disociación paso a paso de un ácido tribásico:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
En la disociación de ácidos polibásicos, el mayor grado de disociación recae en la primera etapa. Por ejemplo, cuando se disocia ácido fosfórico, el grado de disociación de la primera etapa es del 27 %; el segundo - 0,15%; tercero - 0.005%.
Disociación de bases
En la disociación de las bases, el papel de los aniones lo desempeñan iones de hidróxido(OH -), no se forman otros aniones durante la disociación de las bases:
NaOH ↔ Na + + OH -
La acidez de la base está determinada por el número de iones de hidróxido formados durante la disociación de una molécula de base:
- bases ácidas individuales - KOH, NaOH;
- bases diácidas - Ca (OH) 2;
- bases triácidas - Al (OH) 3.
Las bases poliácidas se disocian, por analogía con los ácidos, también en etapas: en cada etapa, se separa un ion hidróxido:
Algunas sustancias, según las condiciones, pueden actuar tanto como ácidos (se disocian con la eliminación de cationes de hidrógeno) como bases (se disocian con la eliminación de iones de hidróxido). Tales sustancias se llaman anfótero(ver Reacciones ácido-base).
Disociación de Zn(OH) 2 como base:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Disociación de Zn(OH) 2 como ácidos:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
disociación de sal
Las sales se disocian en agua en aniones de residuos ácidos y cationes de metales (u otros compuestos).
Clasificación de disociación de sal:
- Sales normales (medias) se obtienen mediante el reemplazo completo y simultáneo de todos los átomos de hidrógeno en el ácido con átomos metálicos: estos son electrolitos fuertes, se disocian completamente en agua con la formación de catoínas metálicas y un solo residuo ácido: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Sales de ácido contienen en su composición, además de los átomos metálicos y un residuo ácido, uno más (varios) átomos de hidrógeno - se disocian gradualmente con la formación de cationes metálicos, aniones de un residuo ácido y un catión hidrógeno: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO4.
- Sales básicas contienen en su composición, además de átomos metálicos y un residuo ácido, uno más (varios) grupos hidroxilo: se disocian con la formación de cationes metálicos, aniones de un residuo ácido y un ion hidróxido: (CuOH) 2 CO 3, Mg (OH)Cl.
- sales dobles se obtienen por la sustitución simultánea de átomos de hidrógeno en el ácido con átomos de varios metales: KAl(SO 4) 2.
- sales mixtas se disocian en cationes metálicos y aniones de varios residuos ácidos: CaClBr.
Las soluciones acuosas de ciertas sustancias son conductoras de corriente eléctrica. Estas sustancias se clasifican como electrolitos. Los electrolitos son ácidos, bases y sales, fundidos de ciertas sustancias.
DEFINICIÓN
El proceso de descomposición de electrolitos en iones en soluciones acuosas y se funde bajo la acción de una corriente eléctrica se llama disociación electrolítica.
Las soluciones de algunas sustancias en agua no conducen la electricidad. Tales sustancias se llaman no electrolitos. Estos incluyen muchos compuestos orgánicos, como el azúcar y los alcoholes.
Teoría de la disociación electrolítica
La teoría de la disociación electrolítica fue formulada por el científico sueco S. Arrhenius (1887). Las principales disposiciones de la teoría de S. Arrhenius:
- los electrolitos, cuando se disuelven en agua, se descomponen (se disocian) en iones con carga positiva y negativa;
- bajo la acción de una corriente eléctrica, los iones cargados positivamente se mueven hacia el cátodo (cationes), y los cargados negativamente se mueven hacia el ánodo (aniones);
— la disociación es un proceso reversible
KA ↔ K + + A −
El mecanismo de disociación electrolítica consiste en la interacción ion-dipolo entre iones y dipolos de agua (Fig. 1).
Arroz. 1. Disociación electrolítica de solución de cloruro de sodio.
Las sustancias con un enlace iónico se disocian más fácilmente. De manera similar, la disociación ocurre en moléculas formadas según el tipo de enlace covalente polar (la naturaleza de la interacción es dipolo-dipolo).
Disociación de ácidos, bases, sales.
Durante la disociación de los ácidos, siempre se forman iones de hidrógeno (H +), o más bien, iones de hidronio (H 3 O +), que son responsables de las propiedades de los ácidos (sabor agrio, acción de indicadores, interacción con bases, etc. .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Durante la disociación de las bases, siempre se forman iones de hidróxido de hidrógeno (OH -), que son responsables de las propiedades de las bases (decoloración de los indicadores, interacción con ácidos, etc.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Las sales son electrolitos, durante la disociación de los cuales se forman cationes metálicos (o catión de amonio NH 4 +) y aniones de residuos ácidos.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Los ácidos polibásicos y las bases se disocian en pasos.
H 2 SO 4 ↔ H ++ HSO 4 - (etapa I)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (etapa II)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (etapa I)
+ ↔ Ca2+ + OH-
Grado de disociación
Entre los electrolitos, se distinguen soluciones débiles y fuertes. Para caracterizar esta medida, existe el concepto y la magnitud del grado de disociación (). El grado de disociación es la relación entre el número de moléculas disociadas en iones y el número total de moléculas. a menudo expresado en %.
Los electrolitos débiles incluyen sustancias en las que, en una solución decimolar (0,1 mol / l), el grado de disociación es inferior al 3%. Los electrolitos fuertes incluyen sustancias en las que, en una solución decimolar (0,1 mol / l), el grado de disociación es superior al 3%. Las soluciones de electrolitos fuertes no contienen moléculas no disociadas, y el proceso de asociación (asociación) conduce a la formación de iones hidratados y pares de iones.
El grado de disociación está particularmente influenciado por la naturaleza del solvente, la naturaleza del soluto, la temperatura (para electrolitos fuertes, al aumentar la temperatura, el grado de disociación disminuye, y para electrolitos débiles, pasa por un máximo en el rango de temperatura de 60 o C), concentración de soluciones, introducción de iones del mismo nombre en la solución.
electrolitos anfóteros
Hay electrolitos que, al disociarse, forman iones H+ y OH-. Dichos electrolitos se denominan anfóteros, por ejemplo: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3, etc.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Ecuaciones de reacción iónica
Las reacciones en soluciones electrolíticas acuosas son reacciones entre iones - reacciones iónicas, que se escriben utilizando ecuaciones iónicas en formas moleculares, iónicas completas e iónicas reducidas. Por ejemplo:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (forma molecular)
Ba 2+ + 2 cl − + 2 N / A+ + SO4 2- = BaSO4 ↓ + 2 N / A + + 2 cl− (forma iónica completa)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (forma iónica abreviada)
valor pH
El agua es un electrolito débil, por lo que el proceso de disociación procede en pequeña medida.
H 2 O ↔ H + + OH -
La ley de acción de masas se puede aplicar a cualquier equilibrio y la expresión de la constante de equilibrio se puede escribir:
k = /
La concentración de equilibrio de agua es un valor constante, por lo tanto.
K = = KW
La acidez (basicidad) de una solución acuosa se expresa convenientemente en términos del logaritmo decimal de la concentración molar de iones de hidrógeno, tomada con el signo opuesto. Este valor se denomina valor de pH (pH).
USAR. Disociación electrolítica de sales, ácidos, álcalis. Reacciones de intercambio iónico. Hidrólisis de sal
Soluciones y su concentración, sistemas dispersos, disociación electrolítica, hidrólisis
En la lección podrá probar su conocimiento sobre el tema "Examen estatal unificado". Disociación electrolítica de sales, ácidos, álcalis. Reacciones de intercambio iónico. Hidrólisis de sal. Considerará resolver problemas del Examen de Estado Unificado de los grupos A, B y C sobre varios temas: "Soluciones y sus concentraciones", "Disociación electrolítica", "Reacciones de intercambio iónico e hidrólisis". Para resolver estos problemas, además de conocer los temas que se tratan, también es necesario saber utilizar la tabla de solubilidad de las sustancias, conocer el método del balance de electrones y tener una idea sobre la reversibilidad e irreversibilidad de las reacciones.
Tema: Soluciones y su concentración, sistemas dispersos, disociación electrolítica
Lección: USO. Disociación electrolítica de sales, ácidos, álcalis. Reacciones de intercambio iónico. Hidrólisis de sal
yo. Elegir una opción correcta de las 4 ofrecidas.
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Pregunta |
Comentario |
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A1. Los electrolitos fuertes son: |
Por definición, los electrolitos fuertes son sustancias que se descomponen completamente en iones en una solución acuosa. El CO 2 y el O 2 no pueden ser electrolitos fuertes. H 2 S es un electrolito débil. Respuesta correcta 4. |
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A2. Las sustancias que se disocian solo en iones metálicos e iones de hidróxido son: 1. ácidos 2. álcalis 4. hidróxidos anfóteros |
Por definición, un compuesto que, cuando se disocia en una solución acuosa, forma solo aniones de hidróxido se llama base. Solo los hidróxidos alcalinos y anfóteros son adecuados para esta definición. Pero en la pregunta parece que el compuesto debería disociarse solo en cationes metálicos y aniones de hidróxido. El hidróxido anfótero se disocia en pasos y, por lo tanto, los iones hidroxometálicos están en solución. Respuesta correcta 2. |
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A3. La reacción de intercambio continúa hasta el final con la formación de una sustancia insoluble en agua entre: 1. NaOH y MgCl2 2. NaCl y CuSO4 3. CaCO 3 y HCl (solución) |
Para responder, debe escribir estas ecuaciones y buscar en la tabla de solubilidad para ver si hay sustancias insolubles entre los productos. Esto es en la primera reacción hidróxido de magnesio Mg (OH) 2 Respuesta correcta 1. |
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A4. La suma de todos los coeficientes en forma iónica completa y reducida en la reacción entreFe(NO 3 ) 2 +2 NaOHes igual a: |
Fe(NO 3 ) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 molecular Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - ecuación iónica completa, la suma de los coeficientes es 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ iónico abreviado, la suma de los coeficientes es 4 Respuesta correcta 4. |
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A5. La ecuación de reacción iónica abreviada H + + OH - → H 2 O corresponde a la interacción: 2. NaOH (Р-Р) + HNO 3 3. Cu(OH)2 + HCl 4. CuO + H2SO4 |
Esta ecuación abreviada refleja la interacción entre una base fuerte y un ácido fuerte. La base está disponible en 2 y 3 opciones, pero Cu (OH) 2 es una base insoluble Respuesta correcta 2. |
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A6. La reacción de intercambio iónico se completa cuando se drenan las soluciones: 1. nitrato de sodio y sulfato de potasio 2. sulfato de potasio y ácido clorhídrico 3. cloruro de calcio y nitrato de plata 4. sulfato de sodio y cloruro de potasio |
Escribamos cómo se producirían las reacciones de intercambio iónico entre cada par de sustancias. NaNO 3 + K 2 SO 4 →Na 2 SO 4 + KNO 3 K 2 SO 4 + HCl → H 2 SO 4 + KCl CaCl2 +2AgNO3 → 2AgCl↓ + Ca(NO3)2 Na 2 SO 4 + KCl → K 2 SO 4 + NaCl De acuerdo con la tabla de solubilidad, vemos que AgCl↓ Respuesta correcta 3. |
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A7. En una solución acuosa, se disocia paso a paso: |
Los ácidos polibásicos se disocian paso a paso en una solución acuosa. Entre estas sustancias, sólo el H 2 S es un ácido. Respuesta correcta 3. |
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A8. Ecuación de reacción Cucl 2 +2 KOH→ cobre(Vaya) 2 ↓+2 KClcorresponde a la ecuación iónica abreviada: 1. CuCl 2 + 2OH - → Cu 2+ + 2OH - + 2Cl - 2. Cu 2+ +KOH→Cu(OH) 2 ↓+K + 3. Cl - +K + →KCl 4. Cu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ |
Escribamos la ecuación iónica completa: Cu 2+ + 2Cl - + 2K + + 2OH - → Cu (OH) 2 ↓ + 2K + + 2Cl - Excluimos los iones no unidos, obtenemos la ecuación iónica reducida Cu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Respuesta correcta 4. |
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A9. La reacción casi se completa: 1. Na2SO4 + KCl → 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO3 + NaOH → 4. Na2SO4 + CuCl2 → |
Escribamos reacciones hipotéticas de intercambio iónico: 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 Na2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2NaCl Según la tabla de solubilidad, vemos BaSO 4 ↓ Respuesta correcta 2. |
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A10. Una solución tiene un entorno neutral: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Solo las soluciones acuosas de sales formadas por una base fuerte y un ácido fuerte tienen un ambiente neutro. NaNO3 es una sal formada por la base fuerte NaOH y el ácido fuerte HNO3. Respuesta correcta 1. |
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A11. La acidez del suelo se puede aumentar introduciendo una solución: |
Es necesario determinar qué sal dará una reacción ácida del medio. Debe ser una sal formada por un ácido fuerte y base débil. Esto es NH 4 NO 3. Respuesta correcta 1. |
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A12. La hidrólisis se produce cuando se disuelve en agua: |
Solo las sales formadas por una base fuerte y un ácido fuerte no sufren hidrólisis. Todas las sales anteriores contienen aniones de ácidos fuertes. Solo AlCl 3 contiene un catión de base débil. Respuesta correcta 4. |
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A 13. No sufre hidrólisis: 1. ácido acético 2. éster etílico del ácido acético 3. almidón |
Tenemos hidrólisis gran importancia en química Orgánica. Los ésteres, el almidón y las proteínas sufren hidrólisis. Respuesta correcta 1. |
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A14. ¿Qué número denota un fragmento de la ecuación molecular? reacción química, correspondiente a la ecuación iónica múltiple C tu 2+ +2 Vaya - → cobre(Vaya) 2 ↓? 1. Cu(OH)2 + HCl → 2. CuCO3 + H2SO4 → 3. CuO + HNO3 → 4. CuSO4 +KOH→ |
De acuerdo con la ecuación reducida, se deduce que debe tomar cualquier compuesto soluble que contenga un ion de cobre y un ion de hidróxido. De todos los compuestos de cobre anteriores, solo CuSO 4 es soluble, y solo en la reacción acuosa hay OH -. Respuesta correcta 4. |
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A15.¿Qué sustancias reaccionan para producir óxido de azufre?: 1. Na2SO3 y HCl 2. AgNO 3 y K 2 SO 4 3. BaCO3 y HNO3 4. Na2S y HCl |
En la primera reacción se obtiene un ácido inestable H 2 SO 3 que se descompone en agua y óxido de azufre (IV) Respuesta correcta1.
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II. Tareas con respuesta corta y emparejamiento.
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EN 1. La suma total de todos los coeficientes en la ecuación iónica completa y abreviada para la reacción entre el nitrato de plata y el hidróxido de sodio es... |
Escribamos la ecuación de reacción: 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Ecuación iónica completa: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Ecuación iónica abreviada: 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O Respuesta correcta: 20 |
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EN 2. Haz una ecuación iónica completa para la interacción de 1 mol de hidróxido de potasio con 1 mol de hidróxido de aluminio. Introduzca el número de iones en la ecuación. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Ecuación iónica completa: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Respuesta correcta: 4 iones. |
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A LAS 3. Establecer una correspondencia entre el nombre de la sal y su relación con la hidrólisis: A) acetato de amonio 1. no se hidroliza B) sulfuro de bario 2. por catión C) sulfuro de amonio 3. por anión D) carbonato de sodio 4. por catión y anión |
Para responder a la pregunta, debe analizar qué fuerza la base y el ácido formaron estas sales. Respuesta correcta A4 B3 C4 D3 |
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A LAS 4. Una solución de un mol de sulfato de sodio contiene 6,02iones de sodio Calcular el grado de disociación de la sal. |
Escribamos la ecuación para la disociación electrolítica del sulfato de sodio: Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2- Descompuesto en iones 0,5 mol de sulfato de sodio. |
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A LAS 5. Establecer una correspondencia entre reactivos y ecuaciones iónicas abreviadas: 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 ↓ Respuesta correcta: C1 A2 B3 D4 |
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A LAS 6. Escribe la ecuación iónica completa correspondiente a la reducida: DEO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Especifique la suma de los coeficientes en las ecuaciones iónicas moleculares y completas. |
Debe tomar cualquier carbonato soluble y cualquier ácido fuerte soluble. Molecular: Na2CO3 + 2HCl → CO2 + H2O + 2NaCl; Iónico completo: 2Na ++ CO 3 2- + 2H ++ 2Cl - → CO 2 + H 2 O + 2Na ++ 2Cl -; |
tercero.Tareas con una respuesta detallada
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Pregunta |