Koraci disocijacije kiseline. Teorija elektrolitičke disocijacije Odnos između konstante i stupnja disocijacije
Elektrolitička disocijacija je proces razgradnje tvari (koja je elektrolit), obično u vodi, na ione koji se slobodno kreću.
Kiseline u vodenim otopinama mogu disocirati na pozitivno nabijene ione vodika (H+) i negativno nabijene kiselinske ostatke (na primjer, Cl - , SO 4 2- , NO 3 -). Prvi se nazivaju kationi, a drugi anioni. Kiseli okus otopina svih kiselina duguje se upravo vodikovim ionima.
Molekule vode su polarne. One svojim negativno nabijenim polovima privlače k sebi atome vodika kiseline, dok ostale molekule vode svojim pozitivno nabijenim polovima privlače k sebi kisele ostatke. Ako u molekuli kiseline veza između vodika i kiselinskog ostatka nije dovoljno jaka, tada ona puca, a elektron vodikovog atoma ostaje na kiselinskom ostatku.
U otopinama jakih kiselina gotovo sve molekule disociraju na ione. U slabim kiselinama disocijacija se odvija slabije, a uz to se odvija i obrnuti proces - asocijacija - kada ioni kiselinskog ostatka i vodik tvore vezu, a opet se dobije električki neutralna molekula kiseline. Stoga se u jednadžbama disocijacije često za jake kiseline koristi znak jednakosti ili jednosmjerna strelica, a za slabe kiseline višesmjerne strelice, čime se naglašava da proces ide u oba smjera.
U jake elektrolite spadaju klorovodična kiselina (HCl), sumporna kiselina (H 2 SO 4), dušična kiselina (HNO 3) itd. Slabi elektroliti uključuju fosfornu (H 3 PO 4), dušikastu (HNO 2), silicij (H 2 SiO 3 ) i sl.
Molekula monobazične kiseline (HCl, HNO 3 , HNO 2 itd.) može disocirati samo na jedan ion vodika i jedan ion kiselinskog ostatka. Dakle, njihova se disocijacija uvijek odvija u jednom koraku.
Molekule polibazičnih kiselina (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 itd.) mogu disocirati u nekoliko koraka. Prvo se od njih odvoji jedan vodikov ion, kao rezultat ostaje hidro-anion (na primjer, HSO 4 - hidrosulfatni ion). Ovo je prva faza disocijacije. Nadalje, drugi vodikov ion se može odvojiti, kao rezultat, ostat će samo kiselinski ostatak (SO 4 2-). Ovo je druga faza disocijacije.
Dakle, broj koraka elektrolitičke disocijacije ovisi o bazičnosti kiseline (broju atoma vodika u njoj).
Disocijacija se najlakše odvija kroz prvu fazu. Svakim sljedećim korakom disocijacija se smanjuje. Razlog tome je što je lakše odvojiti pozitivno nabijeni vodikov ion od neutralne molekule nego od negativno nabijene. Nakon prve faze, preostali ioni vodika jače privlače kiselinski ostatak, budući da on ima veći negativni naboj.
Po analogiji s kiselinama, baze također disociraju na ione. U tom slučaju nastaju metalni kationi i hidroksidni anioni (OH -). Ovisno o broju hidroksidnih skupina u baznim molekulama, disocijacija se također može dogoditi u nekoliko koraka.
Teorija elektrolitičke disocijacije predložio švedski znanstvenik S. Arrhenius 1887. godine.
Elektrolitička disocijacija- ovo je razgradnja molekula elektrolita s stvaranjem pozitivno nabijenih (kationa) i negativno nabijenih (aniona) iona u otopini.
Na primjer, octena kiselina disocira ovako u vodenoj otopini:
CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .
Disocijacija je reverzibilan proces. Ali različiti elektroliti različito disociraju. Stupanj ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji, prirodi otapala, vanjskim uvjetima (temperatura, tlak).
Stupanj disocijacije α - omjer broja molekula razloženih na ione prema ukupnom broju molekula:
α=v´(x)/v(x).
Stupanj može varirati od 0 do 1 (od odsutnosti disocijacije do njenog potpunog završetka). Označeno kao postotak. Utvrđuje se eksperimentalno. Tijekom disocijacije elektrolita povećava se broj čestica u otopini. Stupanj disocijacije pokazuje snagu elektrolita.
razlikovati snažna i slabi elektroliti.
Jaki elektroliti- to su elektroliti čiji stupanj disocijacije prelazi 30%.
Elektroliti srednje jakosti- to su oni čiji se stupanj disocijacije kreće u rasponu od 3% do 30%.
Slabi elektroliti- stupanj disocijacije u vodenoj 0,1 M otopini je manji od 3%.
Primjeri slabih i jakih elektrolita.
Jaki elektroliti u razrijeđenim otopinama potpuno se razlažu na ione, t.j. α = 1. Ali eksperimenti pokazuju da disocijacija ne može biti jednaka 1, ona ima približnu vrijednost, ali nije jednaka 1. Ovo nije prava disocijacija, već prividna.
Na primjer, neka neka veza α = 0,7. Oni. prema Arrheniusovoj teoriji 30% nedisociranih molekula “pluta” u otopini. A 70% formira slobodnih iona. A elektrostatska teorija daje drugačiju definiciju ovog koncepta: ako je α \u003d 0,7, tada su sve molekule disocirane u ione, ali ioni su samo 70% slobodni, a preostalih 30% vezano je elektrostatskim interakcijama.
Prividni stupanj disocijacije.
Stupanj disocijacije ne ovisi samo o prirodi otapala i otopljene tvari, već i o koncentraciji otopine i temperaturi.
Jednadžba disocijacije može se predstaviti na sljedeći način:
AK ⇄ A- + K + .
A stupanj disocijacije može se izraziti na sljedeći način:
S povećanjem koncentracije otopine smanjuje se stupanj disocijacije elektrolita. Oni. vrijednost stupnja za određeni elektrolit nije konstantna vrijednost.
Budući da je disocijacija reverzibilan proces, jednadžbe brzine reakcije mogu se napisati na sljedeći način:
Ako je disocijacija ravnotežna, tada su stope jednake i kao rezultat dobivamo konstanta ravnoteže(konstanta disocijacije):
K ovisi o prirodi otapala i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji otopina. Iz jednadžbe je vidljivo da što je više nedisociranih molekula, to je niža vrijednost konstante disocijacije elektrolita.
Polibazične kiseline disociraju u koracima, a svaki korak ima svoju vrijednost konstante disocijacije.
Ako polibazna kiselina disocira, tada se prvi proton najlakše odcjepi, a kako naboj aniona raste, privlačnost se povećava, pa se proton odvaja puno teže. Na primjer,
Konstante disocijacije fosforne kiseline u svakoj fazi trebale bi biti vrlo različite:
I - faza:
II - faza:
III - faza:
Na prvom stupnju fosforna kiselina je kiselina srednje jakosti, a na 2. stupnju je slaba, na 3. stupnju je vrlo slaba.
Primjeri konstanti ravnoteže za neke otopine elektrolita.
Razmotrite primjer:
Ako se metalni bakar doda otopini koja sadrži ione srebra, tada bi u trenutku ravnoteže koncentracija iona bakra trebala biti veća od koncentracije srebra.
Ali konstanta ima nisku vrijednost:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Što sugerira da se do trenutka kada je ravnoteža postignuta vrlo malo srebrnog klorida otopilo.
Koncentracija metalnog bakra i srebra uvedena je u konstantu ravnoteže.
Ionski produkt vode.
Tablica ispod sadrži podatke:
Ova konstanta se zove ionski proizvod vode, što ovisi samo o temperaturi. Prema disocijaciji postoji jedan hidroksidni ion za 1 H + ion. U čistoj vodi koncentracija ovih iona je ista: [ H + ] = [Oh - ].
Stoga, [ H + ] = [Oh-] = = 10-7 mol/l.
Ako se vodi doda strana tvar, poput klorovodične kiseline, koncentracija vodikovih iona će se povećati, ali ionski produkt vode ne ovisi o koncentraciji.
A ako dodate lužinu, tada će se koncentracija iona povećati, a količina vodika će se smanjiti.
Koncentracija i međusobno su povezani: što je veća jedna vrijednost, to je manja druga.
Kiselost otopine (pH).
Kiselost otopina obično se izražava koncentracijom iona H + . U kiselim sredinama pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, u alkalnom - pH> 10 -7 mol/l.
Kiselost otopine izražava se negativnim logaritmom koncentracije vodikovih iona, nazivajući je pH.
pH = -lg[ H + ].
Odnos između konstante i stupnja disocijacije.
Razmotrimo primjer disocijacije octene kiseline:
Nađimo konstantu:
Molarna koncentracija S=1/V, zamijenimo u jednadžbu i dobijemo:
Ove jednadžbe su po zakonu o uzgoju W. Ostwalda, prema kojem konstanta disocijacije elektrolita ne ovisi o razrijeđenosti otopine.
U disocijaciji kiselina ulogu kationa imaju ioni vodika(H +), tijekom disocijacije kiselina ne nastaju drugi kationi:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Vodikovi ioni daju kiselinama njihova karakteristična svojstva: kiselkast okus, crveno obojenje indikatora i tako dalje.
Negativni ioni (anioni) koji se odvajaju od molekule kiseline su kiselinski ostatak.
Jedna od karakteristika disocijacije kiselina je njihova bazičnost - broj vodikovih iona sadržanih u molekuli kiseline koji se mogu formirati tijekom disocijacije:
- jednobazične kiseline: HCl, HF, HNO 3 ;
- dibazične kiseline: H2SO4, H2CO3;
- trobazične kiseline: H 3 PO 4 .
Proces odvajanja vodikovih kationa u polibazičnim kiselinama odvija se u koracima: prvo se odvaja jedan vodikov ion, zatim drugi (treći).
Postepena disocijacija dibazične kiseline:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Postepena disocijacija trobazične kiseline:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
U disocijaciji polibazičnih kiselina najveći stupanj disocijacije pada na prvi stupanj. Na primjer, kod disocijacije fosforne kiseline, stupanj disocijacije prvog stupnja je 27%; drugi - 0,15%; treći - 0,005%.
Bazna disocijacija
U disocijaciji baza ulogu aniona imaju hidroksidni ioni(OH -), tijekom disocijacije baza ne nastaju drugi anioni:
NaOH ↔ Na + + OH -
Kiselost baze određena je brojem hidroksidnih iona nastalih tijekom disocijacije jedne molekule baze:
- monokiselinske baze - KOH, NaOH;
- dikiselinske baze - Ca (OH) 2;
- trikiselinske baze - Al (OH) 3.
Polikiselinske baze disociraju, po analogiji s kiselinama, također u koracima - u svakoj fazi, jedan hidroksidni ion se odvaja:
Neke tvari, ovisno o uvjetima, mogu djelovati i kao kiseline (disociraju uz eliminaciju vodikovih kationa) i kao baze (disociraju uz eliminaciju hidroksidnih iona). Takve tvari nazivaju se amfoteran(vidi Acidobazne reakcije).
Disocijacija Zn(OH) 2 kao baze:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Disocijacija Zn(OH) 2 kao kiseline:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Disocijacija soli
Soli disociraju u vodi na anione kiselinskih ostataka i katione metala (ili drugih spojeva).
Klasifikacija disocijacije soli:
- Normalne (srednje) soli dobivaju se potpunom istovremenom zamjenom svih atoma vodika u kiselini s atomima metala - to su jaki elektroliti, potpuno disociraju u vodi uz stvaranje metalnih katoina i jednog kiselinskog ostatka: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Kisele soli sadrže u svom sastavu, osim atoma metala i kiselinskog ostatka, još jedan (nekoliko) atoma vodika - postupno disociraju uz stvaranje metalnih kationa, aniona kiselinskog ostatka i vodikovog kationa: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO4.
- Bazične soli sadrže u svom sastavu, osim metalnih atoma i kiselinskog ostatka, još jednu (nekoliko) hidroksilnih skupina - disociraju uz stvaranje metalnih kationa, aniona kiselinskog ostatka i hidroksidnog iona: (CuOH) 2 CO 3, Mg (OH) Cl.
- dvostruke soli dobivaju se istovremenom zamjenom vodikovih atoma u kiselini s atomima raznih metala: KAl(SO 4) 2.
- miješane soli disociraju na metalne katione i anione nekoliko kiselinskih ostataka: CaClBr.
Vodene otopine nekih tvari su vodiči električne struje. Ove tvari se klasificiraju kao elektroliti. Elektroliti su kiseline, baze i soli, taline pojedinih tvari.
DEFINICIJA
Proces razgradnje elektrolita na ione u vodenim otopinama i talinama pod djelovanjem električne struje naziva se elektrolitička disocijacija.
Otopine nekih tvari u vodi ne provode struju. Takve tvari nazivamo neelektrolitima. To uključuje mnoge organske spojeve, poput šećera i alkohola.
Teorija elektrolitičke disocijacije
Teoriju elektrolitičke disocijacije formulirao je švedski znanstvenik S. Arrhenius (1887). Glavne odredbe teorije S. Arrheniusa:
- elektroliti se pri otopljenju u vodi razgrađuju (disociraju) na pozitivno i negativno nabijene ione;
- pod djelovanjem električne struje pozitivno nabijeni ioni kreću se prema katodi (kationi), a negativno nabijeni prema anodi (anioni);
— disocijacija je reverzibilan proces
KA ↔ K + + A −
Mehanizam elektrolitičke disocijacije sastoji se u ion-dipolnoj interakciji između iona i vodenih dipola (slika 1).
Riža. 1. Elektrolitička disocijacija otopine natrijeva klorida
Tvari s ionskom vezom najlakše disociraju. Slično, disocijacija se događa u molekulama formiranim prema vrsti polarne kovalentne veze (priroda interakcije je dipol-dipol).
Disocijacija kiselina, baza, soli
Tijekom disocijacije kiselina uvijek se stvaraju ioni vodika (H +), odnosno ioni hidronija (H 3 O +), koji su odgovorni za svojstva kiselina (kiseli okus, djelovanje indikatora, interakcija s bazama itd. .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Tijekom disocijacije baza uvijek nastaju ioni vodikovog hidroksida (OH -) koji su odgovorni za svojstva baza (promjena boje indikatora, interakcija s kiselinama itd.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Soli su elektroliti, tijekom disocijacije kojih nastaju metalni kationi (ili amonijev kation NH 4 +) i anioni kiselinskih ostataka.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Polibazične kiseline i baze disociraju u stupnjevima.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I stupanj)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (faza II)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I stupanj)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Stupanj disocijacije
Među elektrolitima razlikuju se slabe i jake otopine. Za karakterizaciju ove mjere postoji koncept i veličina stupnja disocijacije (). Stupanj disocijacije je omjer broja molekula disociranih na ione prema ukupnom broju molekula. često se izražava u %.
Slabi elektroliti uključuju tvari u kojima je u decimolarnoj otopini (0,1 mol / l) stupanj disocijacije manji od 3%. Jaki elektroliti uključuju tvari u kojima je u decimolarnoj otopini (0,1 mol / l) stupanj disocijacije veći od 3%. Otopine jakih elektrolita ne sadrže nedisocirane molekule, a proces asocijacije (asocijacije) dovodi do stvaranja hidratiziranih iona i ionskih parova.
Na stupanj disocijacije osobito utječu priroda otapala, priroda otopljene tvari, temperatura (za jake elektrolite s porastom temperature stupanj disocijacije opada, a za slabe elektrolite prolazi kroz maksimum u temperaturnom području od 60 o C), koncentracija otopina, uvođenje istoimenih iona u otopinu.
Amfoterni elektroliti
Postoje elektroliti koji disocijacijom stvaraju i H + i OH - ione. Takvi elektroliti nazivaju se amfoterni, na primjer: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 itd.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Jednadžbe ionske reakcije
Reakcije u vodenim otopinama elektrolita su reakcije između iona - ionske reakcije, koji su napisani korištenjem ionskih jednadžbi u molekularnom, punom ionskom i reduciranom ionskom obliku. Na primjer:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulski oblik)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (puni ionski oblik)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (skraćeni ionski oblik)
pH vrijednost
Voda je slab elektrolit, pa se proces disocijacije odvija u maloj mjeri.
H 2 O ↔ H + + OH -
Zakon djelovanja mase može se primijeniti na bilo koju ravnotežu, a izraz za konstantu ravnoteže može se napisati:
K = /
Ravnotežna koncentracija vode je konstantna vrijednost, dakle.
K = = KW
Kiselost (bazičnost) vodene otopine prikladno se izražava kao decimalni logaritam molarne koncentracije vodikovih iona, uzet sa suprotnim predznakom. Ta se vrijednost naziva pH vrijednost (pH).
KORISTITI. Elektrolitička disocijacija soli, kiselina, lužina. Reakcije ionske izmjene. Hidroliza soli
Otopine i njihovo koncentriranje, disperzni sustavi, elektrolitička disocijacija, hidroliza
Na lekciji ćete moći provjeriti svoje znanje o temi „Jedinstveni državni ispit. Elektrolitička disocijacija soli, kiselina, lužina. Reakcije ionske izmjene. Hidroliza soli. Razmotrit ćete rješavanje zadataka iz Jedinstvenog državnog ispita skupina A, B i C na različite teme: "Otopine i njihove koncentracije", "Elektrolitička disocijacija", "Reakcije ionske izmjene i hidroliza". Za rješavanje ovih problema, osim poznavanja tema koje se razmatraju, morate također znati koristiti tablicu topljivosti tvari, poznavati metodu ravnoteže elektrona i imati predodžbu o reverzibilnosti i ireverzibilnosti reakcija.
Tema: Otopine i njihova koncentracija, disperzni sustavi, elektrolitička disocijacija
Lekcija: UPOTREBA. Elektrolitička disocijacija soli, kiselina, lužina. Reakcije ionske izmjene. Hidroliza soli
ja. Odabir jedne točne opcije od 4 ponuđene.
|
Pitanje |
Komentar |
|
A1. Jaki elektroliti su: |
Prema definiciji, jaki elektroliti su tvari koje se u vodenoj otopini potpuno razlažu na ione. CO 2 i O 2 ne mogu biti jaki elektroliti. H 2 S je slab elektrolit. Točan odgovor 4. |
|
A2. Tvari koje disociraju samo na metalne ione i hidroksidne ione su: 1. kiseline 2. lužine 4. amfoterni hidroksidi |
Po definiciji, spoj koji, kada disocira u vodenoj otopini, tvori samo hidroksidne anione, naziva se baza. Za ovu definiciju prikladni su samo alkalijski i amfoterni hidroksid. Ali u pitanju zvuči da bi spoj trebao disocirati samo na metalne katione i hidroksidne anione. Amfoterni hidroksid disocira u stupnjevima, pa su stoga hidroksometalni ioni u otopini. Točan odgovor 2. |
|
A3. Reakcija izmjene odvija se do kraja stvaranjem tvari netopljive u vodi između: 1. NaOH i MgCl 2 2. NaCl i CuSO 4 3. CaCO 3 i HCl (otopina) |
Da biste odgovorili, morate napisati ove jednadžbe i pogledati u tablici topljivosti da vidite ima li među proizvodima netopljivih tvari. Ovo je u prvoj reakciji magnezijev hidroksid Mg (OH) 2 Točan odgovor 1. |
|
A4. Zbroj svih koeficijenata u punom i smanjenom ionskom obliku u reakciji izmeđuFe(NE 3 ) 2 +2 NaOHjednako je: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 molekularni Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - potpuna ionska jednadžba, zbroj koeficijenata je 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ skraćeno ionski, zbroj koeficijenata je 4 Točan odgovor 4. |
|
A5. Skraćena jednadžba ionske reakcije H + + OH - → H 2 O odgovara međudjelovanju: 2. NaOH (R-R) + HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4 |
Ova skraćena jednadžba odražava interakciju između jake baze i jake kiseline. Baza je dostupna u 2 i 3 opcije, ali Cu (OH) 2 je netopljiva baza Točan odgovor 2. |
|
A6. Reakcija ionske izmjene nastavlja se do kraja kada se otopine ispuste: 1. natrijev nitrat i kalijev sulfat 2. kalijev sulfat i solna kiselina 3. kalcijev klorid i srebrov nitrat 4. natrijev sulfat i kalijev klorid |
Napišimo kako bi se odvijale reakcije ionske izmjene između svakog para tvari. 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 Prema tablici topljivosti vidimo da je AgCl↓ Točan odgovor 3. |
|
A7. U vodenoj otopini disocira postupno: |
Polibazične kiseline podliježu postupnoj disocijaciji u vodenoj otopini. Među tim tvarima samo je H 2 S kiselina. Točan odgovor 3. |
|
A8. Jednadžba reakcije CuCl 2 +2 KOH→ Cu(Oh) 2 ↓+2 KClodgovara skraćenoj ionskoj jednadžbi: 1. SuCl 2 + 2OH - → Cu 2+ + 2OH - + 2Cl - 2. Su 2+ +KOH→Cu(OH) 2 ↓+K + 3. Cl - +K + →KCl 4. Su 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ |
Napišimo punu ionsku jednadžbu: Cu 2+ + 2Cl - + 2K + + 2OH - → Cu (OH) 2 ↓ + 2K + + 2Cl - Isključimo li nevezane ione, dobivamo reduciranu ionsku jednadžbu Su 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Točan odgovor 4. |
|
A9. Reakcija ide skoro do kraja: 1. Na 2 SO 4 + KCl → 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO 3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Napišimo hipotetske reakcije ionske izmjene: 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 Prema tablici topljivosti vidimo BaSO 4 ↓ Točan odgovor 2. |
|
A10. Rješenje ima neutralno okruženje: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Neutralan okoliš imaju samo vodene otopine soli koje čine jaka baza i jaka kiselina. NaNO3 je sol nastala od jake baze NaOH i jake kiseline HNO3. Točan odgovor 1. |
|
A11. Kiselost tla može se povećati uvođenjem otopine: |
Potrebno je odrediti koja će sol dati kiselu reakciju medija. To mora biti sol koju stvara jaka kiselina i slaba baza. Ovo je NH4NO3. Točan odgovor 1. |
|
A12. Hidroliza se događa kada se otopi u vodi: |
Samo soli koje stvaraju jaka baza i jaka kiselina ne podliježu hidrolizi. Sve gore navedene soli sadrže anione jakih kiselina. Samo AlCl 3 sadrži slab bazni kation. Točan odgovor 4. |
|
A 13. Ne podliježe hidrolizi: 1. octena kiselina 2. etil ester octene kiseline 3. škrob |
Imamo hidrolizu veliki značaj u organska kemija. Esteri, škrob i proteini podliježu hidrolizi. Točan odgovor 1. |
|
A14. Koji broj označava dio molekularne jednadžbe kemijska reakcija, što odgovara višestrukoj ionskoj jednadžbi C u 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→ |
Prema smanjenoj jednadžbi, slijedi da trebate uzeti bilo koji topljivi spoj koji sadrži ion bakra i hidroksidni ion. Od svih navedenih bakrenih spojeva samo je CuSO 4 topljiv, a samo u vodenoj reakciji postoji OH -. Točan odgovor 4. |
|
A15.Koje tvari reagiraju i proizvode sumporni oksid?: 1. Na2S03 i HCl 2. AgNO 3 i K 2 SO 4 3. BaCO 3 i HNO 3 4. Na2S i HCl |
U prvoj reakciji nastaje nestabilna kiselina H 2 SO 3 koja se raspada na vodu i sumporov oksid (IV) Točan odgovor1.
|
II. Zadaci s kratkim odgovorom i spajanjem.
|
U 1. Ukupni zbroj svih koeficijenata u punoj i skraćenoj ionskoj jednadžbi za reakciju između srebrnog nitrata i natrijevog hidroksida je ... |
Napišimo jednadžbu reakcije: 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Puna ionska jednadžba: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Skraćena ionska jednadžba: 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O Točan odgovor: 20 |
|
U 2. Napravite potpunu ionsku jednadžbu za interakciju 1 mola kalijevog hidroksida s 1 molom aluminijevog hidroksida. Unesite broj iona u jednadžbu. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Puna ionska jednadžba: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Točan odgovor: 4 iona. |
|
U 3. Uspostavite korespondenciju između naziva soli i njezinog odnosa prema hidrolizi: A) amonijev acetat 1. ne hidrolizira B) barijev sulfid 2. kationom C) amonijev sulfid 3. anionom D) natrijev karbonat 4. kationom i anionom |
Da biste odgovorili na pitanje, morate analizirati koja je snaga baze i kiseline formirala ove soli. Točan odgovor A4 B3 C4 D3 |
|
U 4. Otopina jednog mola natrijevog sulfata sadrži 6,02natrijevi ioni. Izračunajte stupanj disocijacije soli. |
Napišimo jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju natrijeva sulfata: Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2- Razloženo na ione 0,5 mol natrijevog sulfata. |
|
U 5. Uspostavite korespondenciju između reagensa i skraćenih ionskih jednadžbi: 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 ↓ Točan odgovor: C1 A2 B3 D4 |
|
|
U 6. Napiši potpunu ionsku jednadžbu koja odgovara reduciranoj: SO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Navedite zbroj koeficijenata u molekularnoj i punoj ionskoj jednadžbi. |
Morate uzeti bilo koji topljivi karbonat i bilo koju topljivu jaku kiselinu. Molekularno: Na 2 CO 3 + 2HCl → CO 2 + H 2 O + 2NaCl; Puni ionski: 2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - → CO 2 + H 2 O + 2Na + + 2Cl -; |
III.Zadaci sa detaljnim odgovorom
|
Pitanje |