Étapes de dissociation acide. Théorie de la dissociation électrolytique La relation entre la constante et le degré de dissociation
Dissociation électrolytique est le processus de décomposition d'une substance (qui est un électrolyte), généralement dans l'eau, en ions libres de se déplacer.
Les acides dans les solutions aqueuses sont capables de se dissocier en ions hydrogène chargés positivement (H+) et en résidus acides chargés négativement (par exemple, Cl - , SO 4 2- , NO 3 -). Les premiers sont appelés cations, les seconds anions. Le goût amer des solutions de tous les acides est dû précisément aux ions hydrogène.
Les molécules d'eau sont polaires. Avec leurs pôles chargés négativement, ils attirent vers eux les atomes d'hydrogène de l'acide, tandis que d'autres molécules d'eau attirent vers elles les résidus acides avec leurs pôles chargés positivement. Si dans la molécule d'acide la liaison entre l'hydrogène et le résidu acide n'est pas assez forte, alors elle se rompt, tandis que l'électron de l'atome d'hydrogène reste au résidu acide.
Dans les solutions d'acides forts, presque toutes les molécules se dissocient en ions. Dans les acides faibles, la dissociation se déroule plus faiblement et, parallèlement, le processus inverse se déroule - l'association - lorsque les ions du résidu acide et de l'hydrogène forment une liaison, et à nouveau une molécule d'acide électriquement neutre est obtenue. Par conséquent, dans les équations de dissociation, souvent pour les acides forts, un signe égal ou une flèche unidirectionnelle est utilisé, et pour les acides faibles, des flèches multidirectionnelles, soulignant ainsi que le processus va dans les deux sens.
Les électrolytes forts comprennent l'acide chlorhydrique (HCl), l'acide sulfurique (H 2 SO 4), l'acide nitrique (HNO 3), etc. Les électrolytes faibles comprennent le phosphorique (H 3 PO 4), le nitreux (HNO 2), le silicium (H 2 SiO 3 ) et etc...
Une molécule d'acide monobasique (HCl, HNO 3 , HNO 2 , etc.) ne peut se dissocier qu'en un ion hydrogène et un ion résidu acide. Ainsi, leur dissociation procède toujours en une seule étape.
Les molécules d'acides polybasiques (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , etc.) peuvent se dissocier en plusieurs étapes. Tout d'abord, un ion hydrogène en est séparé, il en reste un hydro-anion (par exemple, HSO 4 - - ion hydro-sulfate). C'est la première étape de la dissociation. De plus, le deuxième ion hydrogène peut être séparé, par conséquent, seul le résidu acide (SO 4 2-) restera. C'est la deuxième étape de la dissociation.
Ainsi, le nombre d'étapes de dissociation électrolytique dépend de la basicité de l'acide (le nombre d'atomes d'hydrogène qu'il contient).
La dissociation se déroule le plus facilement au cours de la première étape. A chaque étape suivante, la dissociation diminue. La raison en est qu'il est plus facile de détacher un ion hydrogène chargé positivement d'une molécule neutre que d'une molécule chargée négativement. Après la première étape, les ions hydrogène restants sont plus fortement attirés par le résidu acide, car il a une charge négative plus importante.
Par analogie avec les acides, les bases se dissocient également en ions. Dans ce cas, des cations métalliques et des anions hydroxyde (OH -) se forment. Selon le nombre de groupes hydroxyde dans les molécules de base, la dissociation peut également se produire en plusieurs étapes.
La théorie de la dissociation électrolytique proposé par le scientifique suédois S. Arrhenius en 1887.
Dissociation électrolytique- c'est la décomposition des molécules d'électrolyte avec formation d'ions chargés positivement (cations) et chargés négativement (anions) en solution.
Par exemple, l'acide acétique se dissocie ainsi dans une solution aqueuse :
CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .
La dissociation est un processus réversible. Mais différents électrolytes se dissocient différemment. Le degré dépend de la nature de l'électrolyte, de sa concentration, de la nature du solvant, des conditions extérieures (température, pression).
Degré de dissociation α - le rapport du nombre de molécules décomposées en ions au nombre total de molécules :
α=v´(x)/v(x).
Le degré peut varier de 0 à 1 (de l'absence de dissociation à son achèvement complet). Indiquée en pourcentage. Il est déterminé expérimentalement. Lors de la dissociation de l'électrolyte, le nombre de particules dans la solution augmente. Le degré de dissociation indique la force de l'électrolyte.
Distinguer fort et électrolytes faibles.
Électrolytes forts- ce sont des électrolytes dont le degré de dissociation dépasse 30%.
Électrolytes de force moyenne- ce sont ceux dont le degré de dissociation se divise entre 3% et 30%.
Électrolytes faibles- le degré de dissociation dans une solution aqueuse 0,1 M est inférieur à 3 %.
Exemples d'électrolytes faibles et forts.
Les électrolytes forts dans les solutions diluées se décomposent complètement en ions, c'est-à-dire α = 1. Mais les expériences montrent que la dissociation ne peut pas être égale à 1, elle a une valeur approximative, mais n'est pas égale à 1. Ce n'est pas une vraie dissociation, mais une apparente.
Par exemple, laissez une connexion α = 0,7. Ceux. selon la théorie d'Arrhenius, 30 % des molécules non dissociées « flottent » dans la solution. Et 70% forment des ions libres. Et la théorie électrostatique donne une définition différente à ce concept: si α \u003d 0,7, alors toutes les molécules sont dissociées en ions, mais les ions ne sont libres qu'à 70% et les 30% restants sont liés par des interactions électrostatiques.
Le degré apparent de dissociation.
Le degré de dissociation dépend non seulement de la nature du solvant et du soluté, mais également de la concentration de la solution et de la température.
L'équation de dissociation peut être représentée comme suit :
AK ⇄ A- + K + .
Et le degré de dissociation peut être exprimé comme suit :
Avec une augmentation de la concentration de la solution, le degré de dissociation de l'électrolyte diminue. Ceux. la valeur en degrés d'un électrolyte particulier n'est pas une valeur constante.
La dissociation étant un processus réversible, les équations de la vitesse de réaction peuvent s'écrire comme suit :
Si la dissociation est à l'équilibre, alors les taux sont égaux et par conséquent nous obtenons constante d'équilibre(constante de dissociation):
K dépend de la nature du solvant et de la température, mais ne dépend pas de la concentration des solutions. On peut voir à partir de l'équation que plus il y a de molécules non dissociées, plus la valeur de la constante de dissociation de l'électrolyte est faible.
Acides polybasiques dissocier par étapes, et chaque étape a sa propre valeur de la constante de dissociation.
Si un acide polybasique se dissocie, alors le premier proton est plus facilement séparé, et à mesure que la charge de l'anion augmente, l'attraction augmente, et donc le proton est séparé beaucoup plus difficilement. Par exemple,
Les constantes de dissociation de l'acide phosphorique à chaque étape doivent être très différentes :
I - étape :
II - étape :
III - stade :
Au premier stade, l'acide phosphorique est un acide de force moyenne, et au 2ème stade il est faible, au 3ème stade il est très faible.
Exemples de constantes d'équilibre pour certaines solutions électrolytiques.
Prenons un exemple :
Si du cuivre métallique est ajouté à une solution contenant des ions d'argent, alors au moment de l'équilibre, la concentration d'ions de cuivre doit être supérieure à la concentration d'argent.
Mais la constante a une valeur faible :
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Ce qui suggère qu'au moment où l'équilibre a été atteint, très peu de chlorure d'argent s'était dissous.
Les concentrations de cuivre et d'argent métalliques sont introduites dans la constante d'équilibre.
Produit ionique de l'eau.
Le tableau ci-dessous contient des données :
Cette constante est appelée produit ionique de l'eau, qui ne dépend que de la température. Selon la dissociation, il y a un ion hydroxyde pour 1 H + ion. Dans l'eau pure, la concentration de ces ions est la même : [ H + ] = [Oh - ].
Ainsi, [ H + ] = [Oh- ] = = 10-7 mol/l.
Si une substance étrangère, telle que l'acide chlorhydrique, est ajoutée à l'eau, la concentration d'ions hydrogène augmentera, mais le produit ionique de l'eau ne dépend pas de la concentration.
Et si vous ajoutez de l'alcali, la concentration d'ions augmentera et la quantité d'hydrogène diminuera.
Concentration et sont interconnectés : plus une valeur, moins l'autre.
L'acidité de la solution (pH).
L'acidité des solutions est généralement exprimée par la concentration des ions H+. En milieu acide pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, en alcalin -pH> 10 -7 mol/l.
L'acidité d'une solution est exprimée en termes de logarithme négatif de la concentration d'ions hydrogène, l'appelant pH.
pH = -lg[ H + ].
La relation entre la constante et le degré de dissociation.
Considérons un exemple de la dissociation de l'acide acétique :
Trouvons une constante :
concentration molaire C=1/V, on substitue dans l'équation et on obtient :
Ces équations sont par la loi d'élevage de W. Ostwald, selon laquelle la constante de dissociation de l'électrolyte ne dépend pas de la dilution de la solution.
Dans la dissociation des acides, le rôle des cations est joué par ions hydrogène(H+), aucun autre cation ne se forme lors de la dissociation des acides :
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Ce sont les ions hydrogène qui confèrent aux acides leurs propriétés caractéristiques: goût aigre, coloration rouge de l'indicateur, etc.
Les ions négatifs (anions) séparés d'une molécule d'acide sont résidu acide.
L'une des caractéristiques de la dissociation des acides est leur basicité - le nombre d'ions hydrogène contenus dans une molécule d'acide pouvant se former lors de la dissociation :
- acides monobasiques : HCl, HF, HNO 3 ;
- diacides : H 2 SO 4, H 2 CO 3 ;
- acides tribasiques : H 3 PO 4 .
Le processus de séparation des cations hydrogène dans les acides polybasiques se déroule par étapes : un premier ion hydrogène est séparé, puis un autre (troisième).
Dissociation par étapes de l'acide dibasique :
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Dissociation par étapes d'un acide tribasique :
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Dans la dissociation des acides polybasiques, le plus haut degré de dissociation tombe sur la première étape. Par exemple, lors de la dissociation de l'acide phosphorique, le degré de dissociation de la première étape est de 27 % ; le second - 0,15%; troisième - 0,005%.
Dissociation basique
Dans la dissociation des bases, le rôle des anions est joué par ions hydroxyde(OH -), aucun autre anion ne se forme lors de la dissociation des bases :
NaOH ↔ Na + + OH -
L'acidité de la base est déterminée par le nombre d'ions hydroxydes formés lors de la dissociation d'une molécule de base :
- bases acides simples - KOH, NaOH;
- bases diacides - Ca(OH) 2 ;
- bases triacides - Al (OH) 3.
Les bases polyacides se dissocient, par analogie avec les acides, également par étapes - à chaque étape, un ion hydroxyde est séparé :
Certaines substances, selon les conditions, peuvent agir à la fois comme acides (dissociation avec élimination des cations hydrogène) et comme bases (dissociation avec élimination des ions hydroxydes). De telles substances sont appelées amphotère(voir Réactions acido-basiques).
Dissociation de Zn(OH) 2 en tant que base :
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Dissociation de Zn(OH) 2 sous forme d'acides :
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Dissociation du sel
Les sels se dissocient dans l'eau en anions de résidus acides et en cations de métaux (ou d'autres composés).
Classification de dissociation du sel :
- Sels normaux (moyens) sont obtenus par le remplacement simultané complet de tous les atomes d'hydrogène de l'acide par des atomes de métal - ce sont des électrolytes forts, se dissocient complètement dans l'eau avec formation de catoïnes métalliques et d'un seul résidu acide: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Sels acides contiennent dans leur composition, en plus des atomes métalliques et d'un résidu acide, un (plusieurs) atomes d'hydrogène supplémentaires - ils se dissocient progressivement avec la formation de cations métalliques, d'anions d'un résidu acide et d'un cation hydrogène : NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO4.
- Sels basiques contiennent dans leur composition, en plus des atomes métalliques et d'un résidu acide, un (plusieurs) groupes hydroxyles supplémentaires - ils se dissocient avec la formation de cations métalliques, d'anions d'un résidu acide et d'un ion hydroxyde : (CuOH) 2 CO 3, Mg (OH)cl.
- sels doubles sont obtenus par le remplacement simultané d'atomes d'hydrogène de l'acide par des atomes de divers métaux : KAl(SO 4) 2.
- sels mélangés dissocier en cations et anions métalliques de plusieurs résidus acides : CaClBr.
Les solutions aqueuses de certaines substances sont des conducteurs de courant électrique. Ces substances sont classées comme électrolytes. Les électrolytes sont des acides, des bases et des sels, fond de certaines substances.
DÉFINITION
Le processus de décomposition des électrolytes en ions dans des solutions aqueuses et fond sous l'action d'un courant électrique est appelé dissociation électrolytique.
Les solutions de certaines substances dans l'eau ne conduisent pas l'électricité. Ces substances sont appelées non-électrolytes. Ceux-ci comprennent de nombreux composés organiques, tels que le sucre et les alcools.
Théorie de la dissociation électrolytique
La théorie de la dissociation électrolytique a été formulée par le scientifique suédois S. Arrhenius (1887). Les principales dispositions de la théorie de S. Arrhenius:
- les électrolytes, lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, se décomposent (dissocient) en ions chargés positivement et négativement ;
- sous l'action d'un courant électrique, les ions chargés positivement se dirigent vers la cathode (cations), et ceux chargés négativement se dirigent vers l'anode (anions) ;
— la dissociation est un processus réversible
KA ↔ K + + A −
Le mécanisme de dissociation électrolytique consiste en l'interaction ion-dipôle entre les ions et les dipôles d'eau (Fig. 1).
Riz. 1. Dissociation électrolytique de la solution de chlorure de sodium
Les substances avec une liaison ionique se dissocient le plus facilement. De même, la dissociation se produit dans les molécules formées selon le type de liaison covalente polaire (la nature de l'interaction est dipôle-dipôle).
Dissociation des acides, des bases, des sels
Lors de la dissociation des acides, il se forme toujours des ions hydrogène (H +), ou plutôt des ions hydronium (H 3 O +), qui sont responsables des propriétés des acides (goût aigre, action des indicateurs, interaction avec les bases, etc. .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Lors de la dissociation des bases, il se forme toujours des ions hydroxyde d'hydrogène (OH -), responsables des propriétés des bases (décoloration des indicateurs, interaction avec les acides, etc.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Les sels sont des électrolytes, au cours de la dissociation desquels se forment des cations métalliques (ou cation ammonium NH 4 +) et des anions de résidus acides.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Les acides polybasiques et les bases se dissocient par étapes.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (étage I)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (stade II)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (étape I)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Degré de dissociation
Parmi les électrolytes, on distingue les solutions faibles et fortes. Pour caractériser cette mesure, il y a le concept et l'ampleur du degré de dissociation (). Le degré de dissociation est le rapport du nombre de molécules dissociées en ions au nombre total de molécules. souvent exprimé en %.
Les électrolytes faibles comprennent des substances dans lesquelles, dans une solution décimolaire (0,1 mol / l), le degré de dissociation est inférieur à 3%. Les électrolytes forts comprennent des substances dans lesquelles, dans une solution décimolaire (0,1 mol / l), le degré de dissociation est supérieur à 3%. Les solutions d'électrolytes forts ne contiennent pas de molécules non dissociées et le processus d'association (association) conduit à la formation d'ions hydratés et de paires d'ions.
Le degré de dissociation est particulièrement influencé par la nature du solvant, la nature du soluté, la température (pour les électrolytes forts, avec l'augmentation de la température, le degré de dissociation diminue, et pour les électrolytes faibles, il passe par un maximum dans la plage de température de 60 o C), concentration des solutions, introduction d'ions du même nom dans la solution.
Électrolytes amphotères
Il existe des électrolytes qui, lors de la dissociation, forment à la fois des ions H + et OH -. De tels électrolytes sont appelés amphotères, par exemple : Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3, etc.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Équations de réaction ionique
Les réactions dans les solutions aqueuses d'électrolytes sont des réactions entre les ions - réactions ioniques, qui sont écrites à l'aide d'équations ioniques sous forme moléculaire, ionique complète et ionique réduite. Par exemple:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (forme moléculaire)
Ba 2+ + 2 CL − + 2 N / A+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 N / A + + 2 CL− (forme ionique complète)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (forme ionique abrégée)
PH
L'eau est un électrolyte faible, de sorte que le processus de dissociation se déroule dans une faible mesure.
H 2 O ↔ H + + OH -
La loi d'action de masse peut être appliquée à tout équilibre et l'expression de la constante d'équilibre peut s'écrire :
K = /
La concentration d'équilibre de l'eau est donc une valeur constante.
K = = KW
L'acidité (basicité) d'une solution aqueuse est commodément exprimée en termes de logarithme décimal de la concentration molaire d'ions hydrogène, prise avec le signe opposé. Cette valeur est appelée la valeur du pH (pH).
UTILISATION. Dissociation électrolytique des sels, acides, alcalis. Réactions d'échange d'ions. Hydrolyse du sel
Solutions et leur concentration, systèmes dispersés, dissociation électrolytique, hydrolyse
Lors de la leçon, vous pourrez tester vos connaissances sur le thème «Examen d'État unifié. Dissociation électrolytique des sels, acides, alcalis. Réactions d'échange d'ions. Hydrolyse du sel. Vous envisagerez de résoudre des problèmes de l'examen d'État unifié des groupes A, B et C sur divers sujets : "Les solutions et leurs concentrations", "La dissociation électrolytique", "Les réactions d'échange d'ions et l'hydrolyse". Pour résoudre ces problèmes, en plus de connaître les sujets à l'étude, vous devez également être capable d'utiliser le tableau de solubilité des substances, connaître la méthode de l'équilibre électronique et avoir une idée de la réversibilité et de l'irréversibilité des réactions.
Sujet : Solutions et leur concentration, systèmes dispersés, dissociation électrolytique
Leçon : UTILISER. Dissociation électrolytique des sels, acides, alcalis. Réactions d'échange d'ions. Hydrolyse du sel
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Question |
Commentaire |
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A1. Les électrolytes forts sont : |
Par définition, les électrolytes forts sont des substances qui se décomposent complètement en ions dans une solution aqueuse. CO 2 et O 2 ne peuvent pas être des électrolytes forts. H 2 S est un électrolyte faible. Bonne réponse 4. |
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A2. Les substances qui se dissocient uniquement en ions métalliques et en ions hydroxyde sont : 1. acides 2. alcalis 4. hydroxydes amphotères |
Par définition, un composé qui, lorsqu'il est dissocié dans une solution aqueuse, ne forme que des anions hydroxyde est appelé une base. Seuls les hydroxydes alcalins et amphotères conviennent à cette définition. Mais dans la question, il semble que le composé ne devrait se dissocier qu'en cations métalliques et en anions hydroxyde. L'hydroxyde amphotère se dissocie par étapes et, par conséquent, les ions hydroxométalliques sont en solution. Bonne réponse 2. |
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A3. La réaction d'échange se termine par la formation d'une substance insoluble dans l'eau entre : 1. NaOH et MgCl2 2. NaCl et CuSO4 3. CaCO 3 et HCl (solution) |
Pour répondre, vous devez écrire ces équations et regarder dans le tableau de solubilité pour voir s'il y a des substances insolubles parmi les produits. C'est dans la première réaction l'hydroxyde de magnésium Mg(OH) 2 Bonne réponse 1. |
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A4. La somme de tous les coefficients sous forme ionique complète et réduite dans la réaction entreFe(NON 3 ) 2 +2 NaOHest égal à: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 moléculaire Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - équation ionique complète, la somme des coefficients est 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ ionique abrégé, la somme des coefficients est 4 Bonne réponse 4. |
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A5. L'équation de réaction ionique abrégée H + + OH - → H 2 O correspond à l'interaction : 2. NaOH (Р-Р) + HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H2SO4 |
Cette équation abrégée reflète l'interaction entre une base forte et un acide fort. La base est disponible en 2 et 3 options, mais Cu (OH) 2 est une base insoluble Bonne réponse 2. |
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A6. La réaction d'échange d'ions se termine lorsque les solutions sont drainées : 1. nitrate de sodium et sulfate de potassium 2. sulfate de potassium et acide chlorhydrique 3. chlorure de calcium et nitrate d'argent 4. sulfate de sodium et chlorure de potassium |
Écrivons comment se produiraient les réactions d'échange d'ions entre chaque paire de substances. 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 D'après le tableau de solubilité, on voit que AgCl↓ Bonne réponse 3. |
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A7. En solution aqueuse, il se dissocie par étapes : |
Les acides polybasiques subissent une dissociation par étapes dans une solution aqueuse. Parmi ces substances, seul H 2 S est un acide. Bonne réponse 3. |
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A8. Équation de réaction CuCl 2 +2 KOH→ Cu(Oh) 2 ↓+2 KClcorrespond à l'équation ionique abrégée : 1. СuCl 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 ↓ |
Écrivons l'équation ionique complète : Cu 2+ + 2Cl - + 2K + + 2OH - → Cu (OH) 2 ↓ + 2K + + 2Cl - Nous excluons les ions non liés, nous obtenons l'équation ionique réduite Cu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Bonne réponse 4. |
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A9. La réaction va presque jusqu'à son terme : 1. Na 2 SO 4 + KCl → 2. H2SO4 + BaCl2 → 3. KNO3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Écrivons des réactions d'échange d'ions hypothétiques : Na 2 SO 4 + KCl → K 2 SO 4 + Na Cl H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 ↓ + 2HCl KNO3 + NaOH → NaNO3 + KOH Na 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2NaCl D'après le tableau de solubilité, on voit BaSO 4 ↓ Bonne réponse 2. |
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A10. Une solution a un environnement neutre : 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Seules les solutions aqueuses de sels formés par une base forte et un acide fort ont un milieu neutre. NaNO3 est un sel formé par la base forte NaOH et l'acide fort HNO3. Bonne réponse 1. |
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A11. L'acidité du sol peut être augmentée en introduisant une solution : |
Il faut déterminer quel sel donnera une réaction acide du milieu. Il doit s'agir d'un sel formé par un acide fort et base faible. Il s'agit de NH4NO3. Bonne réponse 1. |
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A12. L'hydrolyse se produit lorsqu'elle est dissoute dans l'eau : |
Seuls les sels formés par une base forte et un acide fort ne subissent pas d'hydrolyse. Tous les sels ci-dessus contiennent des anions d'acides forts. Seul AlCl 3 contient un cation basique faible. Bonne réponse 4. |
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A 13. Ne subit pas d'hydrolyse : 1. acide acétique 2. ester éthylique d'acide acétique 3. amidon |
Nous avons l'hydrolyse grande importance dans chimie organique. Les esters, l'amidon et les protéines subissent une hydrolyse. Bonne réponse 1. |
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A14. Quel nombre désigne un fragment de l'équation moléculaire réaction chimique, correspondant à l'équation ionique multiple C tu 2+ +2 Oh - → Cu(Oh) 2 ↓? 1. Cu(OH) 2 + HCl → 2. CuCO 3 + H 2 SO 4 → 3. CuO + HNO 3 → 4. CuSO4 + KOH→ |
Selon l'équation réduite, il s'ensuit qu'il faut prendre tout composé soluble contenant un ion cuivre et un ion hydroxyde. De tous les composés de cuivre ci-dessus, seul CuSO 4 est soluble, et seulement dans la réaction aqueuse il y a OH -. Bonne réponse 4. |
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A15.Quelles substances réagissent pour produire de l'oxyde de soufre?: 1. Na2SO3 et HCl 2. AgNO 3 et K 2 SO 4 3. BaCO3 et HNO3 4. Na2S et HCl |
Dans la première réaction, un acide instable H 2 SO 3 est obtenu, qui se décompose en eau et oxyde de soufre (IV) Bonne réponse1.
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II. Tâches avec une réponse courte et une correspondance.
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EN 1. La somme totale de tous les coefficients de l'équation ionique complète et abrégée de la réaction entre le nitrate d'argent et l'hydroxyde de sodium est ... |
Écrivons l'équation de réaction : 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Équation ionique complète : 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Équation ionique abrégée : 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O Bonne réponse : 20 |
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EN 2. Faire une équation ionique complète pour l'interaction de 1 mol d'hydroxyde de potassium avec 1 mol d'hydroxyde d'aluminium. Entrez le nombre d'ions dans l'équation. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Équation ionique complète : K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Bonne réponse : 4 ions. |
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À 3. Établir une correspondance entre le nom du sel et sa relation à l'hydrolyse : A) l'acétate d'ammonium 1. ne s'hydrolyse pas B) sulfure de baryum 2. par cation C) sulfure d'ammonium 3. par anion D) carbonate de sodium 4. par cation et anion |
Pour répondre à la question, vous devez analyser la force avec laquelle la base et l'acide ont formé ces sels. Bonne réponse A4 B3 C4 D3 |
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À 4 HEURES. Une solution d'une mole de sulfate de sodium contient 6,02ions sodium. Calculer le degré de dissociation du sel. |
Écrivons l'équation de la dissociation électrolytique du sulfate de sodium : Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2- Décomposé en ions 0,5 mol de sulfate de sodium. |
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À 5. Etablir une correspondance entre réactifs et équations ioniques abrégées : 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 ↓ Bonne réponse : C1 A2 B3 D4 |
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À 6. Ecrire l'équation ionique complète correspondant à la réduite : DEO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Spécifiez la somme des coefficients dans les équations moléculaires et ioniques complètes. |
Vous devez prendre n'importe quel carbonate soluble et n'importe quel acide fort soluble. Moléculaire: Na 2 CO 3 + 2HCl → CO 2 + H 2 O + 2NaCl; Plein ionique : 2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - → CO 2 + H 2 O + 2Na + + 2Cl - ; |
III.Tâches avec une réponse détaillée
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Question |