Skābju disociācijas soļi. Elektrolītiskās disociācijas teorija Sakarība starp konstanti un disociācijas pakāpi
Elektrolītiskā disociācija ir process, kurā viela (kas ir elektrolīts), parasti ūdenī, sadalās jonos, kas var brīvi kustēties.
Skābes ūdens šķīdumos spēj sadalīties pozitīvi lādētos ūdeņraža jonos (H+) un negatīvi lādētos skābos atlikumos (piemēram, Cl - , SO 4 2- , NO 3 -). Pirmos sauc par katjoniem, otros - par anjoniem. Visu skābju šķīdumu skābo garšu nosaka tieši ūdeņraža joni.
Ūdens molekulas ir polāras. Ar saviem negatīvi lādētajiem poliem tās pievelk skābes ūdeņraža atomus, bet citas ūdens molekulas ar saviem pozitīvi lādētajiem poliem pievelk pie sevis skābes atlikumus. Ja skābes molekulā saite starp ūdeņradi un skābes atlikumu nav pietiekami spēcīga, tad tā pārtrūkst, savukārt ūdeņraža atoma elektrons paliek pie skābes atlikuma.
Spēcīgo skābju šķīdumos gandrīz visas molekulas sadalās jonos. Vājās skābēs disociācija norit vājāk, un līdz ar to notiek arī apgrieztais process - asociācija -, kad skābes atlikuma un ūdeņraža joni veido saiti, un atkal tiek iegūta elektriski neitrāla skābes molekula. Tāpēc disociācijas vienādojumos bieži stiprām skābēm izmanto vienādības zīmi vai vienvirziena bultiņu, bet vājām skābēm daudzvirzienu bultiņas, tādējādi uzsverot, ka process notiek abos virzienos.
Spēcīgi elektrolīti ietver sālsskābi (HCl), sērskābi (H 2 SO 4), slāpekļskābi (HNO 3) utt. Pie vājiem elektrolītiem pieder fosforskābe (H 3 PO 4), slāpeklis (HNO 2), silīcijs (H 2 SiO 3). ) un utt.
Vienbāziskā skābes molekula (HCl, HNO 3, HNO 2 u.c.) var sadalīties tikai vienā ūdeņraža jonu un vienā skābes atlikuma jonu. Tādējādi to disociācija vienmēr notiek vienā solī.
Daudzbāzisko skābju (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 u.c.) molekulas var atdalīties vairākos posmos. Pirmkārt, no tiem tiek atdalīts viens ūdeņraža jons, kā rezultātā paliek hidroanjons (piemēram, HSO 4 - hidrosulfāta jons). Šis ir pirmais disociācijas posms. Tālāk var atdalīt otro ūdeņraža jonu, kā rezultātā paliks tikai skābes atlikums (SO 4 2-). Šis ir otrais disociācijas posms.
Tādējādi elektrolītiskās disociācijas soļu skaits ir atkarīgs no skābes bāziskuma (ūdeņraža atomu skaita tajā).
Disociācija visvieglāk notiek pirmajā posmā. Ar katru nākamo soli disociācija samazinās. Iemesls tam ir tas, ka pozitīvi lādētu ūdeņraža jonu ir vieglāk atdalīt no neitrālas molekulas nekā no negatīvi lādētas. Pēc pirmā posma atlikušie ūdeņraža joni tiek spēcīgāk piesaistīti skābes atlikumam, jo tam ir lielāks negatīvs lādiņš.
Pēc analoģijas ar skābēm bāzes arī sadalās jonos. Šajā gadījumā veidojas metāla katjoni un hidroksīda anjoni (OH -). Atkarībā no hidroksīda grupu skaita bāzes molekulās, disociācija var notikt arī vairākos posmos.
Elektrolītiskās disociācijas teorija ierosināja zviedru zinātnieks S. Arrhenius 1887. gadā.
Elektrolītiskā disociācija- tā ir elektrolītu molekulu sadalīšanās, šķīdumā veidojot pozitīvi lādētus (katjonus) un negatīvi lādētus (anjonus).
Piemēram, etiķskābe ūdens šķīdumā disociējas šādi:
CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .
Disociācija ir atgriezenisks process. Bet dažādi elektrolīti disociējas atšķirīgi. Pakāpe ir atkarīga no elektrolīta rakstura, tā koncentrācijas, šķīdinātāja rakstura, ārējiem apstākļiem (temperatūras, spiediena).
Disociācijas pakāpe α - jonos sadalīto molekulu skaita attiecība pret kopējo molekulu skaitu:
α=v´(x)/v(x).
Pakāpe var svārstīties no 0 līdz 1 (no disociācijas neesamības līdz pilnīgai pabeigšanai). Norādīts procentos. To nosaka eksperimentāli. Elektrolīta disociācijas laikā palielinās daļiņu skaits šķīdumā. Disociācijas pakāpe norāda uz elektrolīta stiprumu.
Atšķirt stiprs un vāji elektrolīti.
Spēcīgi elektrolīti- tie ir elektrolīti, kuru disociācijas pakāpe pārsniedz 30%.
Vidēja stipruma elektrolīti- tie ir tie, kuru disociācijas pakāpe dalās robežās no 3% līdz 30%.
Vāji elektrolīti- disociācijas pakāpe 0,1 M ūdens šķīdumā ir mazāka par 3%.
Vāju un spēcīgu elektrolītu piemēri.
Spēcīgi elektrolīti atšķaidītos šķīdumos pilnībā sadalās jonos, t.i. α = 1. Taču eksperimenti rāda, ka disociācija nevar būt vienāda ar 1, tai ir aptuvenā vērtība, bet tā nav vienāda ar 1. Tā nav patiesa, bet šķietama disociācija.
Piemēram, izveidojiet savienojumu α = 0,7. Tie. saskaņā ar Arrēnija teoriju 30% nedisociēto molekulu “peld” šķīdumā. Un 70% veidoja brīvos jonus. Un elektrostatiskā teorija šim jēdzienam sniedz atšķirīgu definīciju: ja α \u003d 0,7, tad visas molekulas tiek sadalītas jonos, bet joni ir tikai 70% brīvi, bet atlikušos 30% saista elektrostatiskā mijiedarbība.
Šķietamā disociācijas pakāpe.
Disociācijas pakāpe ir atkarīga ne tikai no šķīdinātāja un izšķīdušās vielas īpašībām, bet arī no šķīduma koncentrācijas un temperatūras.
Disociācijas vienādojumu var attēlot šādi:
AK ⇄ A- + K + .
Un disociācijas pakāpi var izteikt šādi:
Palielinoties šķīduma koncentrācijai, elektrolīta disociācijas pakāpe samazinās. Tie. pakāpes vērtība konkrētam elektrolītam nav nemainīga vērtība.
Tā kā disociācija ir atgriezenisks process, reakcijas ātruma vienādojumus var uzrakstīt šādi:
Ja disociācija ir līdzsvars, tad likmes ir vienādas un rezultātā mēs iegūstam līdzsvara konstante(disociācijas konstante):
K ir atkarīgs no šķīdinātāja rakstura un temperatūras, bet nav atkarīgs no šķīdumu koncentrācijas. No vienādojuma var redzēt, ka jo vairāk nedisociētu molekulu, jo mazāka ir elektrolīta disociācijas konstantes vērtība.
Polibāziskās skābes disociēt pa soļiem, un katram solim ir sava disociācijas konstantes vērtība.
Ja daudzvērtīgā skābe disociējas, tad pirmais protons ir visvieglāk atdalāms, un, palielinoties anjona lādiņam, palielinās pievilcība, un tāpēc protons tiek atdalīts daudz grūtāk. Piemēram,
Fosforskābes disociācijas konstantēm katrā posmā jābūt ļoti atšķirīgām:
Es - posms:
II posms:
III posms:
Pirmajā posmā fosforskābe ir vidēja stipruma skābe, un 2. stadijā tā ir vāja, 3. posmā tā ir ļoti vāja.
Dažu elektrolītu šķīdumu līdzsvara konstantu piemēri.
Apsveriet piemēru:
Ja sudraba jonus saturošam šķīdumam pievieno metālisku varu, tad līdzsvara brīdī vara jonu koncentrācijai jābūt lielākai par sudraba koncentrāciju.
Bet konstantei ir zema vērtība:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Tas liecina, ka līdz līdzsvara sasniegšanai ļoti maz sudraba hlorīda bija izšķīdis.
Metāliskā vara un sudraba koncentrācija tiek ievadīta līdzsvara konstantē.
Jonu ūdens produkts.
Tālāk esošajā tabulā ir dati:
Šo konstanti sauc ūdens jonu produkts, kas ir atkarīgs tikai no temperatūras. Saskaņā ar disociāciju 1 H + jonam ir viens hidroksīda jons. Tīrā ūdenī šo jonu koncentrācija ir vienāda: [ H + ] = [Ak - ].
Līdz ar to [ H + ] = [Ak- ] = = 10-7 mol/l.
Ja ūdenim pievieno svešu vielu, piemēram, sālsskābi, ūdeņraža jonu koncentrācija palielināsies, bet ūdens jonu produkts nav atkarīgs no koncentrācijas.
Un, ja pievienosit sārmu, palielināsies jonu koncentrācija un samazināsies ūdeņraža daudzums.
Koncentrācija un ir savstarpēji saistītas: jo vairāk viena vērtība, jo mazāk otra.
Šķīduma skābums (pH).
Šķīdumu skābumu parasti izsaka ar jonu koncentrāciju H+. Skābā vidē pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, sārmainā - pH> 10 -7 mol/l.
Šķīduma skābumu izsaka ar ūdeņraža jonu koncentrācijas negatīvo logaritmu, to saucot pH.
pH = -lg[ H + ].
Saikne starp konstanti un disociācijas pakāpi.
Apsveriet etiķskābes disociācijas piemēru:
Atradīsim konstantu:
Molārā koncentrācija С=1/V, mēs aizvietojam vienādojumu un iegūstam:
Šie vienādojumi ir ar V. Ostvalda ciltsdarba likumu, saskaņā ar kuru elektrolīta disociācijas konstante nav atkarīga no šķīduma atšķaidīšanas.
Skābju disociācijā katjoniem ir loma ūdeņraža joni(H +), skābju disociācijas laikā neveidojas citi katjoni:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Tieši ūdeņraža joni piešķir skābēm raksturīgās īpašības: skābu garšu, indikatora sarkano krāsojumu utt.
Negatīvie joni (anjoni), kas atdalīti no skābes molekulas, ir skābes atlikums.
Viena no skābju disociācijas pazīmēm ir to bāziskums - skābes molekulā esošo ūdeņraža jonu skaits, kas var veidoties disociācijas laikā:
- vienbāziskās skābes: HCl, HF, HNO 3;
- divvērtīgās skābes: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
- trīsbāziskās skābes: H 3 PO 4 .
Ūdeņraža katjonu atdalīšanas process daudzbāziskās skābēs notiek pa posmiem: vispirms tiek atdalīts viens ūdeņraža jons, tad otrs (trešais).
Divbāziskā skābes pakāpeniska disociācija:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Trīsbāziskās skābes pakāpeniska disociācija:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Daudzbāzisko skābju disociācijā augstākā disociācijas pakāpe ietilpst pirmajā posmā. Piemēram, disociējot fosforskābi, pirmās pakāpes disociācijas pakāpe ir 27%; otrais - 0,15%; trešais - 0,005%.
Bāzes disociācija
Bāzu disociācijā anjonu lomu spēlē hidroksīda joni(OH -), bāzu disociācijas laikā neveidojas citi anjoni:
NaOH ↔ Na + + OH -
Bāzes skābumu nosaka hidroksīda jonu skaits, kas veidojas vienas bāzes molekulas disociācijas laikā:
- vienskābes bāzes - KOH, NaOH;
- diskābes bāzes - Ca (OH) 2;
- triskābju bāzes - Al (OH) 3.
Poliskābju bāzes disociējas, pēc analoģijas ar skābēm, arī pakāpeniski - katrā posmā tiek atdalīts viens hidroksīda jons:
Dažas vielas atkarībā no apstākļiem var darboties gan kā skābes (disociējas ar ūdeņraža katjonu izvadīšanu), gan kā bāzes (disociējas ar hidroksīda jonu elimināciju). Šādas vielas sauc amfotērisks(skatīt Skābju-bāzes reakcijas).
Zn(OH)2 kā bāzes disociācija:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Zn(OH)2 kā skābes disociācija:
Zn(OH)2 + 2H2O ↔ 2H + + 2-
Sāls disociācija
Sāļi ūdenī sadalās skābju atlikumu anjonos un metālu (vai citu savienojumu) katjonos.
Sāls disociācijas klasifikācija:
- Normālie (vidēji) sāļi tiek iegūti, pilnībā vienlaicīgi aizvietojot visus skābē esošos ūdeņraža atomus ar metāla atomiem - tie ir spēcīgi elektrolīti, pilnībā disociējas ūdenī, veidojot metāla katoīnus un vienu skābes atlikumu: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Skābie sāļi satur to sastāvā papildus metāla atomiem un skābes atlikumam vēl vienu (vairākus) ūdeņraža atomus - tie pakāpeniski sadalās, veidojot metāla katjonus, skābes atlikuma anjonus un ūdeņraža katjonu: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO 4.
- Bāzes sāļi satur to sastāvā papildus metāla atomiem un skābes atlikumam vēl vienu (vairākas) hidroksilgrupas - tās disociējas, veidojot metāla katjonus, skābes atlikuma anjonus un hidroksīda jonu: (CuOH) 2 CO 3, Mg (OH) Cl.
- dubultie sāļi tiek iegūti, vienlaicīgi aizvietojot ūdeņraža atomus skābē ar dažādu metālu atomiem: KAl(SO 4) 2.
- jaukti sāļi sadalās vairāku skābes atlikumu metālu katjonos un anjonos: CaClBr.
Dažu vielu ūdens šķīdumi ir elektriskās strāvas vadītāji. Šīs vielas klasificē kā elektrolītus. Elektrolīti ir skābes, bāzes un sāļi, noteiktu vielu kausējumi.
DEFINĪCIJA
Tiek saukts process, kurā elektrolīti sadalās jonos ūdens šķīdumos un kūst elektriskās strāvas iedarbībā. elektrolītiskā disociācija.
Dažu vielu šķīdumi ūdenī nevada elektrību. Šādas vielas sauc par neelektrolītiem. Tajos ietilpst daudzi organiskie savienojumi, piemēram, cukurs un spirti.
Elektrolītiskās disociācijas teorija
Elektrolītiskās disociācijas teoriju formulēja zviedru zinātnieks S. Arrhenius (1887). S. Arrēnija teorijas galvenie nosacījumi:
- elektrolīti, izšķīdinot ūdenī, sadalās (disociējas) pozitīvi un negatīvi lādētos jonos;
- elektriskās strāvas iedarbībā pozitīvi lādēti joni virzās uz katodu (katjoni), bet negatīvi lādētie virzās uz anodu (anjoni);
— disociācija ir atgriezenisks process
KA ↔ K + + A −
Elektrolītiskās disociācijas mehānisms sastāv no jonu-dipola mijiedarbības starp joniem un ūdens dipoliem (1. att.).
Rīsi. 1. Nātrija hlorīda šķīduma elektrolītiskā disociācija
Vielas ar jonu saiti sadalās visvieglāk. Līdzīgi disociācija notiek molekulās, kas veidojas atbilstoši polārās kovalentās saites veidam (mijiedarbības raksturs ir dipols-dipols).
Skābju, bāzu, sāļu disociācija
Skābju disociācijas laikā vienmēr veidojas ūdeņraža joni (H +), pareizāk sakot, hidronija joni (H 3 O +), kas ir atbildīgi par skābju īpašībām (skābā garša, indikatoru darbība, mijiedarbība ar bāzēm utt. .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Bāzu disociācijas laikā vienmēr veidojas ūdeņraža hidroksīda joni (OH -), kas ir atbildīgi par bāzu īpašībām (indikatoru krāsas maiņa, mijiedarbība ar skābēm utt.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Sāļi ir elektrolīti, kuru disociācijas laikā veidojas metālu katjoni (jeb amonija katjoni NH 4 +) un skābju atlikumu anjoni.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Polibāziskās skābes un bāzes sadalās pakāpeniski.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I posms)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II stadija)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I pakāpe)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Disociācijas pakāpe
Starp elektrolītiem izšķir vājus un spēcīgus šķīdumus. Lai raksturotu šo pasākumu, ir disociācijas pakāpes jēdziens un lielums (). Disociācijas pakāpe ir jonos sadalīto molekulu skaita attiecība pret kopējo molekulu skaitu. bieži izteikts %.
Vājie elektrolīti ietver vielas, kurās decimolārā šķīdumā (0,1 mol / l) disociācijas pakāpe ir mazāka par 3%. Spēcīgi elektrolīti ietver vielas, kurās decimolārā šķīdumā (0,1 mol / l) disociācijas pakāpe ir lielāka par 3%. Spēcīgu elektrolītu šķīdumi nesatur nedisociētas molekulas, un asociācijas (asociācijas) process noved pie hidratētu jonu un jonu pāru veidošanās.
Disociācijas pakāpi īpaši ietekmē šķīdinātāja raksturs, izšķīdušās vielas īpašības, temperatūra (spēcīgiem elektrolītiem, paaugstinoties temperatūrai, disociācijas pakāpe samazinās, bet vājiem elektrolītiem tā iziet caur maksimumu temperatūras diapazonā 60 o C), šķīdumu koncentrācija, tāda paša nosaukuma jonu ievadīšana šķīdumā.
Amfoteriskie elektrolīti
Ir elektrolīti, kas pēc disociācijas veido gan H +, gan OH - jonus. Šādus elektrolītus sauc par amfotēriem, piemēram: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 utt.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Jonu reakciju vienādojumi
Reakcijas elektrolītu ūdens šķīdumos ir reakcijas starp joniem - jonu reakcijas, kas ir uzrakstīti, izmantojot jonu vienādojumus molekulārās, pilnjonu un reducētās jonu formās. Piemēram:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulāra forma)
Ba 2++ 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (pilna jonu forma)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (saīsināta jonu forma)
pH vērtība
Ūdens ir vājš elektrolīts, tāpēc disociācijas process notiek nelielā mērā.
H 2 O ↔ H + + OH -
Masas darbības likumu var piemērot jebkuram līdzsvara stāvoklim, un līdzsvara konstantes izteiksmi var uzrakstīt:
K = /
Līdz ar to ūdens līdzsvara koncentrācija ir nemainīga vērtība.
K = = KW
Ūdens šķīduma skābumu (bāziskumu) ērti izsaka ar ūdeņraža jonu molārās koncentrācijas decimāllogaritmu, kas ņemts ar pretēju zīmi. Šo vērtību sauc par pH vērtību (pH).
IZMANTOT. Sāļu, skābju, sārmu elektrolītiskā disociācija. Jonu apmaiņas reakcijas. Sāls hidrolīze
Šķīdumi un to koncentrācija, dispersās sistēmas, elektrolītiskā disociācija, hidrolīze
Nodarbībā varēs pārbaudīt savas zināšanas par tēmu “Vienotais valsts eksāmens. Sāļu, skābju, sārmu elektrolītiskā disociācija. Jonu apmaiņas reakcijas. Sāls hidrolīze. Apsvērsiet A, B un C grupas vienotā valsts eksāmena uzdevumu risināšanu par dažādām tēmām: "Šķīdinājumi un to koncentrācijas", "Elektrolītiskā disociācija", "Jonu apmaiņas reakcijas un hidrolīze". Lai atrisinātu šīs problēmas, papildus apskatāmo tēmu pārzināšanai ir jāprot izmantot arī vielu šķīdības tabulu, jāzina elektronu bilances metode un jābūt priekšstatam par reakciju atgriezeniskumu un neatgriezeniskumu.
Tēma: Šķīdumi un to koncentrācija, dispersās sistēmas, elektrolītiskā disociācija
Nodarbība: LIETOŠANA. Sāļu, skābju, sārmu elektrolītiskā disociācija. Jonu apmaiņas reakcijas. Sāls hidrolīze
es. Izvēloties vienu pareizo variantu no 4 piedāvātajiem.
|
Jautājums |
komentēt |
|
A1. Spēcīgi elektrolīti ir: |
Pēc definīcijas spēcīgi elektrolīti ir vielas, kas ūdens šķīdumā pilnībā sadalās jonos. CO 2 un O 2 nevar būt spēcīgi elektrolīti. H2S ir vājš elektrolīts. Pareizā atbilde 4. |
|
A2. Vielas, kas sadalās tikai metālu jonos un hidroksīda jonos, ir: 1. skābes 2. sārmi 4. amfoteriskie hidroksīdi |
Pēc definīcijas savienojumu, kas, sadaloties ūdens šķīdumā, veido tikai hidroksīda anjonus, sauc par bāzi. Šai definīcijai ir piemērots tikai sārmu un amfoteriskais hidroksīds. Bet jautājumā izklausās, ka savienojumam vajadzētu sadalīties tikai metālu katjonos un hidroksīda anjonos. Amfoteriskais hidroksīds sadalās pakāpeniski, un tāpēc hidroksmetāla joni atrodas šķīdumā. Pareizā atbilde 2. |
|
A3. Apmaiņas reakcija turpinās līdz beigām, veidojot ūdenī nešķīstošu vielu starp: 1. NaOH un MgCl 2 2. NaCl un CuSO 4 3. CaCO 3 un HCl (šķīdums) |
Lai atbildētu, jāuzraksta šie vienādojumi un šķīdības tabulā jāpaskatās, vai starp produktiem nav nešķīstošu vielu. Tas ir pirmajā reakcijā magnija hidroksīds Mg (OH) 2 Pareizā atbilde 1. |
|
A4. Visu koeficientu summa pilnā un reducētā jonu formā reakcijā starpFe(NĒ 3 ) 2 +2 NaOHir vienāds ar: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 molekulārais Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - pilns jonu vienādojums, koeficientu summa ir 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ saīsināti jonu, koeficientu summa ir 4 Pareizā atbilde 4. |
|
A5. Saīsinātais jonu reakcijas vienādojums H + + OH - → H 2 O atbilst mijiedarbībai: 2. NaOH (Р-Р) + HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4 |
Šis saīsinātais vienādojums atspoguļo mijiedarbību starp spēcīgu bāzi un stipru skābi. Bāze ir pieejama 2 un 3 variantos, bet Cu (OH) 2 ir nešķīstoša bāze Pareizā atbilde 2. |
|
A6. Jonu apmaiņas reakcija tiek pabeigta, kad šķīdumi tiek iztukšoti: 1. nātrija nitrāts un kālija sulfāts 2. kālija sulfāts un sālsskābe 3. kalcija hlorīds un sudraba nitrāts 4. nātrija sulfāts un kālija hlorīds |
Uzrakstīsim, kā notiktu jonu apmaiņas reakcijas starp katru vielu pāri. 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 Saskaņā ar šķīdības tabulu mēs redzam, ka AgCl↓ Pareizā atbilde 3. |
|
A7. Ūdens šķīdumā tas pakāpeniski sadalās: |
Polibāziskās skābes tiek pakāpeniski disociētas ūdens šķīdumā. No šīm vielām tikai H2S ir skābe. Pareizā atbilde 3. |
|
A8. Reakcijas vienādojums CuCl 2 +2 KOH→ Cu(Ak) 2 ↓+2 KClatbilst saīsinātajam jonu vienādojumam: 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 ↓ |
Uzrakstīsim pilnu jonu vienādojumu: Cu 2+ + 2Cl - + 2K + + 2OH - → Cu (OH) 2 ↓ + 2K + + 2Cl - Mēs izslēdzam nesaistītos jonus, iegūstam reducēto jonu vienādojumu Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Pareizā atbilde 4. |
|
A9. Reakcija iet gandrīz līdz beigām: 1. Na 2 SO 4 + KCl → 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO 3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Uzrakstīsim hipotētiskas jonu apmaiņas reakcijas: 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 Saskaņā ar šķīdības tabulu mēs redzam BaSO 4 ↓ Pareizā atbilde 2. |
|
A10. Risinājumam ir neitrāla vide: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Neitrāla vide ir tikai sāļu ūdens šķīdumiem, ko veido spēcīga bāze un spēcīga skābe. NaNO3 ir sāls, ko veido spēcīga bāze NaOH un spēcīga skābe HNO3. Pareizā atbilde 1. |
|
A11. Augsnes skābumu var palielināt, ieviešot šķīdumu: |
Ir jānosaka, kurš sāls radīs barotnes skābu reakciju. Tam jābūt sālim, ko veido spēcīga skābe un vāja bāze. Tas ir NH 4 NO 3. Pareizā atbilde 1. |
|
A12. Hidrolīze notiek, izšķīdinot ūdenī: |
Tikai sāļi, ko veido spēcīga bāze un spēcīga skābe, netiek pakļauti hidrolīzei. Visi iepriekš minētie sāļi satur spēcīgu skābju anjonus. Tikai AlCl 3 satur vāju bāzes katjonu. Pareizā atbilde 4. |
|
A 13. Neveic hidrolīzi: 1. etiķskābe 2. etiķskābes etilesteris 3. ciete |
Mums ir hidrolīze liela nozīme iekšā organiskā ķīmija. Esteri, ciete un olbaltumvielas tiek hidrolizētas. Pareizā atbilde 1. |
|
A14. Kāds skaitlis apzīmē molekulārā vienādojuma fragmentu ķīmiskā reakcija, kas atbilst vairāku jonu vienādojumam C u 2+ +2 Ak - → Cu(Ak) 2 ↓? 1. Cu(OH) 2 + HCl → 2. CuCO 3 + H 2 SO 4 → 3. CuO + HNO 3 → 4. CuSO4 +KOH→ |
Saskaņā ar samazināto vienādojumu no tā izriet, ka jāņem jebkurš šķīstošs savienojums, kas satur vara jonu un hidroksīda jonu. No visiem iepriekšminētajiem vara savienojumiem šķīst tikai CuSO 4, un tikai ūdens reakcijā ir OH -. Pareizā atbilde 4. |
|
A15.Kuras vielas reaģē, veidojot sēra oksīdu?: 1. Na 2 SO 3 un HCl 2. AgNO 3 un K 2 SO 4 3. BaCO 3 un HNO 3 4. Na 2 S un HCl |
Pirmajā reakcijā tiek iegūta nestabila skābe H 2 SO 3, kas sadalās ūdenī un sēra oksīdā (IV) Pareizā atbilde1.
|
II. Uzdevumi ar īsu atbildi un saskaņošanu.
|
IN 1. Visu koeficientu kopējā summa pilnajā un saīsinātajā jonu vienādojumā reakcijai starp sudraba nitrātu un nātrija hidroksīdu ir ... |
Uzrakstīsim reakcijas vienādojumu: 2AgNO3 +2NaOH→Ag2O↓+ 2NaNO3 +H 2O Pilns jonu vienādojums: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Saīsināts jonu vienādojums: 2Ag + +2OH - →Ag 2O↓+H2O Pareizā atbilde: 20 |
|
2. Izveidojiet pilnīgu jonu vienādojumu 1 mola kālija hidroksīda mijiedarbībai ar 1 molu alumīnija hidroksīda. Ievadiet vienādojumā jonu skaitu. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Pilns jonu vienādojums: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Pareizā atbilde: 4 joni. |
|
3. plkst. Izveidojiet atbilstību starp sāls nosaukumu un tā saistību ar hidrolīzi: A) amonija acetāts 1. nehidrolizē B) bārija sulfīds 2. ar katjonu C) amonija sulfīds 3. ar anjonu D) nātrija karbonāts 4. ar katjonu un anjonu |
Lai atbildētu uz šo jautājumu, jums jāanalizē, kādā stiprumā bāze un skābe veidoja šos sāļus. Pareizā atbilde A4 B3 C4 D3 |
|
4. plkst. Viena mola nātrija sulfāta šķīdums satur 6,02nātrija joni. Aprēķiniet sāls disociācijas pakāpi. |
Uzrakstīsim nātrija sulfāta elektrolītiskās disociācijas vienādojumu: Na 2 SO 4 ↔ 2 Na + + SO 4 2- Sadalās jonos 0,5 mol nātrija sulfāta. |
|
5. plkst. Izveidojiet atbilstību starp reaģentiem un saīsinātajiem jonu vienādojumiem: 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 ↓ Pareizā atbilde: C1 A2 B3 D4 |
|
|
6. plkst. Uzrakstiet pilnu jonu vienādojumu, kas atbilst reducētajam: NOO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Norādiet koeficientu summu molekulārajā un pilnjonu vienādojumā. |
Jums jāņem jebkurš šķīstošs karbonāts un jebkura šķīstošā stiprā skābe. Molekulārā: Na 2 CO 3 + 2HCl → CO 2 + H 2 O + 2 NaCl; Pilnīgi jonu: 2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - → CO 2 + H 2 O + 2Na + + 2Cl -; |
III.Uzdevums ar detalizētu atbildi
|
Jautājums |