酸解離ステップ。 電解解離の理論 定数と解離度の関係

電解解離通常水中の物質 (電解質) を、自由に移動できるイオンに分解するプロセスです。

水溶液中の酸は、正電荷を帯びた水素イオン (H+) と負電荷を帯びた酸性残基 (Cl - 、SO 4 2- 、NO 3 - など) に解離することができます。 前者を陽イオン、後者を陰イオンと呼​​びます。 すべての酸の溶液の酸味は、正確には水素イオンによるものです。

水分子は極性です。 負に帯電した極により、それらは酸の水素原子を自分自身に引き付けますが、他の水分子は、正に帯電した極により酸性残基をそれら自身に引き付けます。 酸分子内で水素と酸残基の間の結合が十分に強くない場合、それは壊れますが、水素原子の電子は酸残基に残ります。

強酸の溶液では、ほとんどすべての分子がイオンに解離します。 弱酸では、解離はより弱く進行し、それに伴い、酸残基と水素のイオンが結合を形成するときに逆のプロセス - 会合 - が進行し、再び電気的に中性の酸分子が得られます。 したがって、解離方程式では、多くの場合、強酸の場合は等号または一方向の矢印が使用され、弱酸の場合は多方向矢印が使用され、プロセスが両方向に進行することが強調されます。

強電解質には、塩酸 (HCl)、硫酸 (H 2 SO 4)、硝酸 (HNO 3) などがあります。弱電解質には、リン酸 (H 3 PO 4)、亜硝酸 (HNO 2)、シリコン (H 2 SiO 3) などがあります。 ) など

一塩基酸分子 (HCl、HNO 3、HNO 2 など) は、1 つの水素イオンと 1 つの酸残基イオンにしか解離できません。 したがって、それらの解離は常に 1 つのステップで進行します。

多塩基酸 (H 2 SO 4 、H 3 PO 4 など) の分子は、いくつかのステップで解離することができます。 まず、それらから水素イオンが1つ分離され、その結果、ヒドロアニオンが残る(例えばHSO 4 -- ヒドロ硫酸イオン)。 これが解離の第一段階です。 さらに、第 2 の水素イオンを分離することができ、その結果、酸残基 (SO 4 2-) のみが残ります。 これが解離の第二段階です。

したがって、電解解離のステップ数は、酸の塩基性 (水素原子の数) に依存します。

解離は、最初の段階で最も簡単に進行します。 次のステップごとに、解離は減少します。 この理由は、正に帯電した水素イオンは、負に帯電した分子からよりも中性分子から切り離す方が簡単だからです。 最初の段階の後、残りの水素イオンは酸残基により強く引き寄せられます。

酸と同じように、塩基も解離してイオンになります。 この場合、金属カチオンと水酸化アニオン（OH - ）が形成されます。 ベース分子の水酸化物基の数に応じて、解離はいくつかのステップで発生することもあります。

電解解離の理論 1887 年にスウェーデンの科学者 S. Arrhenius によって提案されました。

電解解離- これは、溶液中で正に帯電した (陽イオン) および負に帯電した (陰イオン) イオンの形成による電解質分子の分解です。

たとえば、酢酸は水溶液中で次のように解離します。

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .

解離は可逆的なプロセスです。 しかし、異なる電解質は異なる方法で解離します。 程度は、電解質の性質、その濃度、溶媒の性質、外部条件 (温度、圧力) によって異なります。

解離度α -分子の総数に対するイオンに分解された分子の数の比率:

α=v´(x)/v(x)。

次数は 0 から 1 まで変化します (解離がない状態から完全に完了するまで)。 パーセンテージで示します。 それは実験的に決定されます。 電解質の解離中に、溶液中の粒子の数が増加します。 解離の程度は、電解質の強さを示します。

区別 強いと 弱い電解質.

強い電解質- これらは電解質であり、その解離度は 30% を超えています。

中強度電解質- これらは、解離度が 3% から 30% の範囲で分割されるものです。

弱電解質- 0.1 M 水溶液の解離度は 3% 未満です。

弱電解質と強電解質の例。

希薄溶液中の強電解質は完全にイオンに分解します。 α = 1. しかし、実験によると、解離は 1 に等しくないことが示されています。これには近似値がありますが、1 には等しくありません。これは真の解離ではなく、明らかな解離です。

たとえば、いくつかの接続をしましょう α = 0.7。 それらの。 アレニウスの理論によれば、解離していない分子の 30% が溶液中で「浮遊」します。 そして70%が遊離イオンを形成しました。 そして、静電理論はこの概念に異なる定義を与えます.α\u003d 0.7の場合、すべての分子はイオンに解離しますが、イオンは70％しか自由にならず、残りの30％は静電相互作用によって拘束されます.

見かけの解離度。

解離の程度は、溶媒と溶質の性質だけでなく、溶液の濃度と温度にも依存します。

解離方程式は次のように表すことができます。

AK ⇄ A- + K + .

また、解離度は次のように表すことができます。

溶液の濃度が増加すると、電解質の解離度が減少します。 それらの。 特定の電解質の度数は一定の値ではありません。

解離は可逆的なプロセスであるため、反応速度の方程式は次のように記述できます。

解離が平衡である場合、速度は等しくなり、結果として次のようになります。 平衡定数(解離定数):

K は溶媒の性質と温度に依存しますが、溶液の濃度には依存しません。 この式から解離していない分子が多いほど、電解質解離定数の値が小さくなることがわかります。

多塩基酸段階的に解離し、各段階には解離定数の独自の値があります。

多塩基酸が解離する場合、最初のプロトンが最も簡単に分離され、陰イオンの電荷が増加するにつれて引力が増加するため、プロトンが分離されにくくなります。 例えば、

各段階でのリン酸の解離定数は非常に異なるはずです。

I - ステージ:

II - 段階:

III - 段階:

第一段階では、リン酸は中程度の強度の酸であり、第二段階では弱く、第三段階では非常に弱い.

いくつかの電解質溶液の平衡定数の例。

例を考えてみましょう:

金属銅が銀イオンを含む溶液に添加された場合、平衡の瞬間に、銅イオンの濃度は銀の濃度よりも大きくなるはずです。

しかし、定数は低い値を持っています:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

これは、平衡に達するまでに、塩化銀がほとんど溶解していなかったことを示唆しています。

金属銅と銀の濃度が平衡定数に導入されます。

水のイオン積。

以下の表には、データが含まれています。

この定数は 水のイオン積、温度のみに依存します。 解離によると、1H + イオンに対して1つの水酸化物イオンが存在します。 純水では、これらのイオンの濃度は同じです: [ H + ] = [おー - ].

したがって、[ H + ] = [おー- ] = = 10-7 mol/l。

水に塩酸などの異物を加えると水素イオンの濃度が高くなりますが、水のイオン積は濃度に依存しません。

そして、アルカリを加えると、イオンの濃度が上がり、水素の量が減ります。

濃度とは相互に関連しています。一方の値が多ければ多いほど、もう一方の値は小さくなります。

溶液の酸性度 (pH)。

溶液の酸性度は通常、イオン濃度で表されます H + .酸性環境では pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l、アルカリ性 - pH> 10 -7 mol/l。
溶液の酸性度は、水素イオン濃度の負の対数で表され、 pH.

pH = -lg[ H + ].

定数と解離度の関係。

酢酸の解離の例を考えてみましょう:

定数を見つけてみましょう:

モル濃度 С=1/Ⅴ、式に代入して次を取得します。

これらの方程式は W.オストワルドの繁殖法による、これによれば、電解質の解離定数は溶液の希釈に依存しません。

酸の解離では、陽イオンの役割は 水素イオン(H +)、酸の解離中に他の陽イオンは形成されません。

HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

酸に特徴的な特性を与えるのは水素イオンです：酸味、指示薬の赤色など。

酸分子から分裂したマイナスイオン（陰イオン）は、 酸残留物.

酸の解離の特徴の 1 つは、その塩基性 (解離中に形成される酸分子に含まれる水素イオンの数) です。

• 一塩基酸: HCl、HF、HNO 3 ;
• 二塩基酸：H 2 SO 4、H 2 CO 3;
• 三塩基酸：H 3 PO 4 。

多塩基酸の水素カチオンを分離するプロセスは、段階的に発生します。最初に 1 つの水素イオンが分離され、次に別の (3 番目) 水素イオンが分離されます。

二塩基酸の段階的解離:

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

三塩基酸の段階的解離:

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

多塩基酸の解離では、解離度が最も高いのは第 1 段階です。 たとえば、リン酸を解離する場合、第 1 段階の解離度は 27% です。 2番目 - 0.15%; 3番目 - 0.005%。

塩基解離

塩基の解離において、陰イオンの役割は 水酸化物イオン(OH -)、塩基の解離中に他の陰イオンは形成されません。

NaOH ↔ Na + + OH -

塩基の酸性度は、1 つの塩基分子の解離中に形成される水酸化物イオンの数によって決まります。

• 単一酸塩基 - KOH、NaOH;
• 二塩基酸 - Ca (OH) 2;
• 三酸塩基 - Al (OH) 3.

ポリ酸塩基は、酸と同様に段階的に解離します。各段階で、1 つの水酸化物イオンが分離されます。

条件によっては、酸（水素カチオンの脱離で解離）と塩基（水酸化物イオンの脱離で解離）の両方として作用する物質もあります。 そのような物質は呼ばれます 両性(酸塩基反応を参照)。

塩基としてのZn(OH) 2 の解離:

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

酸としてのZn(OH) 2 の解離:

Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-

塩解離

塩は水中で酸残基の陰イオンと金属 (または他の化合物) の陽イオンに解離します。

塩解離分類:

• 普通（中）塩酸中のすべての水素原子を金属原子で完全に同時に置換することによって得られます-これらは強力な電解質であり、水中で完全に解離して金属カトインと単一の酸残基を形成します：NaNO 3、Fe 2（SO 4）3、 K 3 PO 4.
• 酸性塩それらの組成には、金属原子と酸残基に加えて、もう1つの（数個の）水素原子が含まれています-それらは、金属カチオン、酸残基のアニオン、および水素カチオンの形成により段階的に解離します：NaHCO 3、KH 2 PO 4 、NaH 2 PO 4。
• 塩基性塩それらの組成には、金属原子と酸残基に加えて、もう1つの（いくつかの）ヒドロキシル基が含まれています-それらは、金属カチオン、酸残基のアニオン、および水酸化物イオンの形成により解離します：（CuOH）2 CO 3、Mg (OH)Cl。
• 複塩酸中の水素原子をさまざまな金属の原子で同時に置換することによって得られます：KAl（SO 4）2。
• 混合塩いくつかの酸残基の金属陽イオンと陰イオンに解離します: CaClBr。

通常の塩解離: K 3 PO 4 ↔ 3K + + PO 4 3- 酸性塩解離: NaHCO 3 ↔ Na + + HCO 3 - HCO 3 - ↔ H+ + CO 3 2- 塩基性塩解離: M​​g(OH)Cl ↔ Mg (OH) + + Cl - Mg(OH) + ↔ Mg 2+ + OH - 複塩解離: KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- 混合塩解離: CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -

特定の物質の水溶液は電流の導体です。 これらの物質は電解質に分類されます。 電解質は、酸、塩基、塩、特定の物質の融解物です。

意味

電解質が水溶液中のイオンに分解され、電流の作用で溶けるプロセスは、 電解解離.

水中のいくつかの物質の溶液は電気を通しません。 このような物質は非電解質と呼ばれます。 これらには、糖やアルコールなどの多くの有機化合物が含まれます。

電解解離の理論

電解解離の理論は、スウェーデンの科学者 S. Arrhenius (1887) によって定式化されました。 S.アレニウスの理論の主な規定：

- 電解質は、水に溶解すると、正電荷と負電荷のイオンに分解 (解離) します。

-電流の作用下で、正に帯電したイオンは陰極（陽イオン）に向かって移動し、負に帯電したイオンは陽極（陰イオン）に向かって移動します。

— 解離は可逆的なプロセスです

KA ↔ K + + A −

電解解離のメカニズムは、イオンと水双極子の間のイオン双極子相互作用にあります (図 1)。

米。 1. 塩化ナトリウム溶液の電解解離

イオン結合を持つ物質は最も解離しやすい。 同様に、極性共有結合のタイプに応じて形成された分子で解離が発生します (相互作用の性質は双極子間です)。

酸、塩基、塩の解離

酸の解離中、水素イオン（H +）、またはむしろヒドロニウムイオン（H 3 O +）が常に形成され、酸の特性（酸味、指示薬の作用、塩基との相互作用など）の原因となります.)。

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

塩基の解離中、水酸化水素イオン (OH -) が常に形成され、塩基の特性 (指示薬の変色、酸との相互作用など) の原因となります。

NaOH ↔ Na + + OH -

塩は電解質であり、解離中に金属カチオン（またはアンモニウムカチオンNH 4 +）と酸残基のアニオンが形成されます。

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

多塩基酸と塩基は段階的に解離します。

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (Iステージ)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (ステージ II)

Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I ステージ)

+ ↔ Ca 2+ + OH -

解離度

電解質の中には、弱い溶液と強い溶液が区別されます。 この尺度を特徴付けるために、解離度の概念と大きさがあります ()。 解離度とは、解離してイオンになった分子の数の全分子数に対する割合です。 多くの場合、% で表されます。

弱電解質には、10 モル溶液 (0.1 mol/l) で解離度が 3% 未満の物質が含まれます。 強電解質には、10 モル溶液 (0.1 mol/l) で解離度が 3% を超える物質が含まれます。 強電解質の溶液には解離していない分子が含まれておらず、会合 (会合) の過程で水和イオンとイオン対が形成されます。

解離度は、溶媒の性質、溶質の性質、温度によって特に影響を受けます (強電解質の場合、温度の上昇に伴い解離度は低下し、弱電解質の場合、温度範囲の最大値を通過します)。 60 o Cの）、溶液の濃縮、溶液への同名のイオンの導入。

両性電解質

解離すると、H + イオンと OH - イオンの両方を形成する電解質があります。 このような電解質は両性と呼ばれます。たとえば、Be (OH) 2、Zn (OH) 2、Sn (OH) 2、Al (OH) 3、Cr (OH) 3 などです。

H + +RO - ↔ ROH ↔ R + + OH -

イオン反応式

電解質水溶液中の反応はイオン同士の反応です - イオン反応、分子、完全なイオンおよび還元イオンの形でイオン方程式を使用して書かれています。 例えば：

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (分子形態)

バ 2+ + 2 Cl − + 2 ナ+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 ナ + + 2 Cl− (完全なイオン形態)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (略してイオン形態)

pH値

水は弱い電解質であるため、解離プロセスはわずかに進行します。

H 2 O ↔ H + + OH -

質量作用の法則は任意の平衡に適用でき、平衡定数の式は次のように記述できます。

K = /

したがって、水の平衡濃度は一定の値です。

K = = KW

水溶液の酸性度 (塩基性度) は、水素イオンのモル濃度の十進対数に反対の符号を付けて表すと便利です。 この値をpH値（pH）と呼びます。

使用する。 塩、酸、アルカリの電気分解。 イオン交換反応。 塩の加水分解
溶液とその濃度、分散系、電解解離、加水分解

レッスンでは、「統一国家試験」というトピックに関する知識をテストできます。 塩、酸、アルカリの電気分解。 イオン交換反応。 塩の加水分解。 「溶液とその濃度」、「電解解離」、「イオン交換反応と加水分解」などのさまざまなトピックについて、グループ A、B、C の統一国家試験の問題を解くことを検討します。 これらの問題を解決するには、対象となるトピックを知るだけでなく、物質の溶解度表を使用したり、電子収支法を知ったり、反応の可逆性と不可逆性について考えたりする必要があります。

テーマ：溶液とその濃度、分散系、電解解離

教訓：使う。 塩、酸、アルカリの電気分解。 イオン交換反応。 塩の加水分解

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質問	コメント
A1. 強力な電解質は次のとおりです。	定義上、強電解質は、水溶液中で完全にイオンに分解する物質です。 CO 2 と O 2 は強い電解質にはなりません。 H 2 Sは弱電解質です。 正解4。
A2. 金属イオンと水酸化物イオンのみに解離する物質は次のとおりです。 1.酸 2. アルカリ 4. 両性水酸化物	定義上、水溶液中で解離すると水酸化物アニオンのみを形成する化合物は塩基と呼ばれます。 この定義に適しているのは、アルカリ水酸化物と両性水酸化物のみです。 しかし、質問では、化合物は金属カチオンと水酸化物アニオンにのみ解離するはずだと思われます. 両性水酸化物は段階的に解離するため、ヒドロキソ金属イオンは溶液中に存在します。 正解2。
A3. 交換反応は、次の間の水不溶性物質の形成で最後まで進行します。 1. NaOH と MgCl 2 2. NaCl と CuSO 4 3. CaCO 3 と HCl (溶液)	答えるには、これらの式を書き、溶解度表を調べて、生成物に不溶性物質があるかどうかを確認する必要があります。 これは最初の反応で水酸化マグネシウムMg(OH)2 正解1.
A4. 間の反応における完全および還元イオン形態のすべての係数の合計フェ(いいえ 3 ) 2 +2 水酸化ナトリウムに等しい:	Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 分子 Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - 完全なイオン方程式、係数の合計は 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ 略してイオン、係数の合計は 4 正解4。
A5. 簡略化されたイオン反応式 H + + OH - → H 2 O は、次の相互作用に対応します。 2. NaOH (Р-Р) + HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4	この省略された式は、強塩基と強酸の間の相互作用を反映しています。 塩基は 2 と 3 のオプションがありますが、Cu (OH) 2 は不溶性塩基です。 正解2。
A6. 溶液が排出されると、イオン交換反応が完了します。 1. 硝酸ナトリウムと硫酸カリウム 2.硫酸カリウムと塩酸 3. 塩化カルシウムと硝酸銀 4.硫酸ナトリウムと塩化カリウム	物質の各ペア間のイオン交換反応がどのように起こるかを書きましょう。 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 溶解度表によると、AgCl↓ 正解3。
A7. 水溶液中では、段階的に解離します。	多塩基酸は、水溶液中で段階的に解離します。 これらの物質のうち、H 2 Sだけが酸です。 正解3。
A8. 反応式CuCl 2 +2 コウ→ 銅(おー) 2 ↓+2 KCl省略されたイオン方程式に対応します。 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 ↓	完全なイオン方程式を書きましょう: Cu 2+ + 2Cl - + 2K + + 2OH - → Cu (OH) 2 ↓ + 2K + + 2Cl - 非結合イオンを除外すると、還元イオン方程式が得られます СCu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ 正解4。
A9. 反応はほぼ完了します。 1. Na 2 SO 4 + KCl→ 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO 3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 →	仮定のイオン交換反応を書きましょう: 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 溶解度表によると、BaSO 4 ↓ 正解2。
A10. ソリューションには中立的な環境があります。 2. (NH 4) 2 SO 4	強塩基と強酸によって形成された塩の水溶液のみが中性環境を持ちます。 NaNO3 は、強塩基 NaOH と強酸 HNO3 によって形成される塩です。 正解1.
A11. 溶液を導入することで、土壌の酸性度を上げることができます。	どの塩が媒体の酸性反応を引き起こすかを決定する必要があります。 強酸と 弱塩基. これがNH4NO3です。 正解1.
A12. 水に溶解すると加水分解が起こります。	強塩基と強酸によって形成された塩のみが加水分解を受けません。 上記の塩はすべて、強酸の陰イオンを含んでいます。 AlCl 3 だけが弱塩基カチオンを含んでいます。 正解4。
A 13. 加水分解を受けない: 1. 酢酸 2. 酢酸エチルエステル 3.でんぷん	加水分解があります 非常に重要の 有機化学. エステル、デンプン、タンパク質は加水分解を受けます。 正解1.
A14. 分子方程式の断片を表す数字は何ですか 化学反応、多重イオン方程式 C に対応 あなた 2+ +2 おー - → 銅(おー) 2 ↓? 1. Cu(OH) 2 + HCl → 2. CuCO 3 + H 2 SO 4 → 3. CuO + HNO 3 → 4.CuSO4+KOH→	簡約式によると、銅イオンと水酸化物イオンを含む可溶性化合物を摂取する必要があるということになります。 上記のすべての銅化合物のうち、CuSO 4 のみが可溶性であり、水性反応でのみ OH - が存在します。 正解4。
A15.どの物質が反応して硫黄酸化物を生成しますか?: 1. Na 2 SO 3 と HCl 2. AgNO 3 と K 2 SO 4 3. BaCO 3 と HNO 3 4. Na 2 S および HCl	最初の反応では、不安定な酸 H 2 SO 3 が得られ、水と酸化硫黄 (IV) に分解されます。 正解1.

Ⅱ. 短い答えと一致するタスク。

1で。 硝酸銀と水酸化ナトリウムの間の反応の完全および省略されたイオン方程式のすべての係数の総和は...	反応式を書きましょう： 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O 完全なイオン方程式: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O 簡略化されたイオン方程式: 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O 正解：20
2で。 1 mol の水酸化カリウムと 1 mol の水酸化アルミニウムの相互作用の完全なイオン方程式を作成します。 式にイオンの数を入力します。	KOH + Al(OH) 3 ↓→ K 完全なイオン方程式: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - 正解：4つのイオン。
で 3。 塩の名前と加水分解との関係を一致させます。 A) 酢酸アンモニウム 1. 加水分解しない B) 硫化バリウム 2. カチオンによる C) 硫化アンモニウム 3. アニオンによる D) 炭酸ナトリウム 4. 陽イオンと陰イオンによる	質問に答えるには、塩基と酸がこれらの塩を形成した強さを分析する必要があります。 正解 A4 B3 C4 D3
で 4。 硫酸ナトリウム 1 モルの溶液には 6.02ナトリウムイオン。 塩の解離度を計算します。	硫酸ナトリウムの電解解離の式を書きましょう。 Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2- 0.5molの硫酸ナトリウムイオンに分解。
5時に。 試薬と省略されたイオン方程式の間の対応を確立します。 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 ↓ 正解：C1 A2 B3 D4
6時に。 還元されたものに対応する完全なイオン方程式を書きなさい： から〇 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 〇. 分子方程式と完全イオン方程式の係数の合計を指定します。	可溶性炭酸塩と可溶性強酸を摂取する必要があります。 分子: Na 2 CO 3 + 2HCl → CO 2 + H 2 O + 2NaCl; 係数の合計は 7 フルイオン: 2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - → CO 2 + H 2 O + 2Na + + 2Cl -; 係数の合計は 13

Ⅲ.詳細な回答を伴う課題

質問