Etapy dysocjacji kwasów. Teoria dysocjacji elektrolitycznej. Związek między stałą a stopniem dysocjacji
Dysocjacja elektrolityczna- jest to proces rozkładu substancji (będącej elektrolitem) zwykle znajdującej się w wodzie na jony, które mogą się swobodnie przemieszczać.
Kwasy w roztworach wodnych mogą dysocjować na dodatnio naładowane jony wodoru (H+) i ujemnie naładowane reszty kwasowe (na przykład Cl -, SO 4 2-, NO 3 -). Te pierwsze nazywane są kationami, te drugie – anionami. Kwaśny smak roztworów wszystkich kwasów wynika z jonów wodoru.
Cząsteczki wody są polarne. Swoimi ujemnie naładowanymi biegunami przyciągają atomy wodoru kwasu, podczas gdy inne cząsteczki wody przyciągają kwasowe reszty swoimi dodatnio naładowanymi biegunami. Jeśli w cząsteczce kwasu wiązanie między wodorem a resztą kwasową nie jest wystarczająco silne, wówczas zostaje ono zerwane, natomiast elektron atomu wodoru pozostaje z resztą kwasową.
W roztworach mocnych kwasów prawie wszystkie cząsteczki dysocjują na jony. W słabych kwasach dysocjacja zachodzi słabiej, a wraz z nią następuje proces odwrotny - asocjacja - gdy jony reszty kwasowej i wodoru tworzą wiązanie i ponownie otrzymuje się elektrycznie obojętną cząsteczkę kwasu. Dlatego w równaniach dysocjacji często stosuje się znak równości lub strzałkę jednokierunkową dla mocnych kwasów, a strzałki wielokierunkowe dla słabych kwasów, podkreślając w ten sposób, że proces przebiega w obu kierunkach.
Do mocnych elektrolitów zalicza się kwas solny (HCl), siarkowy (H2SO4), azotowy (HNO3) itp. Do słabych elektrolitów zalicza się kwas fosforowy (H3PO4), azotawy (HNO2), krzem (H2SiO3) i itp.
Cząsteczka kwasu jednozasadowego (HCl, HNO 3, HNO 2 itp.) może dysocjować tylko na jeden jon wodorowy i jeden jon reszty kwasowej. Zatem ich dysocjacja następuje zawsze w jednym kroku.
Cząsteczki kwasów wielozasadowych (H 2 SO 4, H 3 PO 4 itp.) mogą dysocjować w kilku etapach. Najpierw oddziela się od nich jeden jon wodorowy, pozostawiając hydroanion (na przykład HSO 4 - jon wodorosiarczanowy). Jest to pierwszy etap dysocjacji. Następnie drugi jon wodorowy można oddzielić, pozostawiając jedynie kwasową pozostałość (SO 4 2-). To drugi etap dysocjacji.
Zatem liczba etapów dysocjacji elektrolitycznej zależy od zasadowości kwasu (liczby w nim atomów wodoru).
Najprostszym sposobem na dysocjację jest przejście przez pierwszy krok. Z każdym kolejnym krokiem dysocjacja maleje. Dzieje się tak dlatego, że łatwiej jest usunąć dodatnio naładowany jon wodoru z cząsteczki neutralnej niż z cząsteczki naładowanej ujemnie. Po pierwszym etapie pozostałe jony wodoru są silniej przyciągane do reszty kwasowej, ponieważ ma ona większy ładunek ujemny.
Analogicznie do kwasów, zasady również dysocjują na jony. W tym przypadku powstają kationy metali i aniony wodorotlenkowe (OH -). W zależności od liczby grup wodorotlenkowych w cząsteczkach zasadowych dysocjacja może również zachodzić w kilku etapach.
Teoria dysocjacji elektrolitycznej zaproponowany przez szwedzkiego naukowca S. Arrheniusa w 1887 roku.
Dysocjacja elektrolityczna- jest to rozkład cząsteczek elektrolitu z utworzeniem w roztworze jonów naładowanych dodatnio (kationy) i ujemnie naładowanych (aniony).
Na przykład kwas octowy dysocjuje w roztworze wodnym w ten sposób:
CH3COOH⇄H + +CH3COO - .
Dysocjacja jest procesem odwracalnym. Ale różne elektrolity dysocjują inaczej. Stopień zależy od charakteru elektrolitu, jego stężenia, charakteru rozpuszczalnika, warunków zewnętrznych (temperatura, ciśnienie).
Stopień dysocjacji α - stosunek liczby cząsteczek rozpadniętych na jony do całkowitej liczby cząsteczek:
α=v´(x)/v(x).
Stopień może wynosić od 0 do 1 (od braku dysocjacji do jej całkowitego zakończenia). Wskazane jako procent. Ustalone doświadczalnie. Kiedy elektrolit dysocjuje, liczba cząstek w roztworze wzrasta. Stopień dysocjacji wskazuje na siłę elektrolitu.
Wyróżnić mocny I słabe elektrolity.
Silne elektrolity- są to elektrolity, których stopień dysocjacji przekracza 30%.
Elektrolity średniej mocy- są to te, których stopień dysocjacji waha się od 3% do 30%.
Słabe elektrolity- stopień dysocjacji w 0,1 M roztworze wodnym jest mniejszy niż 3%.
Przykłady słabych i mocnych elektrolitów.
Mocne elektrolity w rozcieńczonych roztworach całkowicie rozpadają się na jony, tj. α = 1. Ale eksperymenty pokazują, że dysocjacja nie może być równa 1, ma wartość przybliżoną, ale nie jest równą 1. To nie jest dysocjacja prawdziwa, ale pozorna.
Na przykład niech jakieś połączenie α = 0,7. Te. zgodnie z teorią Arrheniusa w roztworze „unosi się” 30% niezdysocjowanych cząsteczek. A 70% utworzyło wolne jony. Teoria elektrostatyczna podaje inną definicję tego pojęcia: jeśli α = 0,7, wówczas wszystkie cząsteczki ulegają dysocjacji na jony, ale jony są tylko w 70% wolne, a pozostałe 30% jest związane oddziaływaniami elektrostatycznymi.
Pozorny stopień dysocjacji.
Stopień dysocjacji zależy nie tylko od charakteru rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej, ale także od stężenia roztworu i temperatury.
Równanie dysocjacji można przedstawić w następujący sposób:
AK ⇄ A- + K + .
Stopień dysocjacji można wyrazić w następujący sposób:
Wraz ze wzrostem stężenia roztworu stopień dysocjacji elektrolitu maleje. Te. wartość stopnia dla konkretnego elektrolitu nie jest wartością stałą.
Ponieważ dysocjacja jest procesem odwracalnym, równania szybkości reakcji można zapisać w następujący sposób:
Jeśli dysocjacja jest równowagą, wówczas szybkości są równe i w rezultacie otrzymujemy stała równowagi(stała dysocjacji):
K zależy od rodzaju rozpuszczalnika i temperatury, ale nie zależy od stężenia roztworów. Z równania jasno wynika, że im więcej jest niezdysocjowanych cząsteczek, tym niższa jest wartość stałej dysocjacji elektrolitu.
Kwasy wielozasadowe dysocjują stopniowo, a każdy krok ma swoją własną wartość stałej dysocjacji.
Jeśli kwas wielozasadowy dysocjuje, wówczas najłatwiej jest usunąć pierwszy proton, ale wraz ze wzrostem ładunku anionu przyciąganie wzrasta, w związku z czym proton jest znacznie trudniejszy do usunięcia. Na przykład,
Stałe dysocjacji kwasu ortofosforowego na każdym etapie powinny się znacznie różnić:
I - etap:
II - etap:
III - etap:
W pierwszym etapie kwas ortofosforowy jest kwasem o średniej mocy, w drugim etapie jest słaby, w trzecim etapie jest kwasem bardzo słabym.
Przykłady stałych równowagi dla niektórych roztworów elektrolitów.
Spójrzmy na przykład:
Jeśli do roztworu zawierającego jony srebra doda się metaliczną miedź, to w momencie równowagi stężenie jonów miedzi powinno być większe niż stężenie srebra.
Ale stała ma niską wartość:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Sugeruje to, że do czasu osiągnięcia równowagi rozpuściło się bardzo mało chlorku srebra.
Stężenia metalicznej miedzi i srebra są uwzględniane w stałej równowagi.
Produkt jonowy wody.
Poniższa tabela zawiera następujące dane:
Ta stała nazywa się jonowy produkt wody, która zależy tylko od temperatury. Zgodnie z dysocjacją na 1 jon H+ przypada jeden jon wodorotlenkowy. W czystej wodzie stężenie tych jonów jest takie samo: [ H + ] = [OH - ].
Stąd, [ H + ] = [OH- ] = = 10-7 mol/l.
Jeśli dodasz do wody obcą substancję, na przykład kwas solny, stężenie jonów wodorowych wzrośnie, ale iloczyn jonowy wody nie zależy od stężenia.
A jeśli dodasz alkalia, stężenie jonów wzrośnie, a ilość wodoru zmniejszy się.
Stężenie i są ze sobą powiązane: im większa jedna wartość, tym mniejsza druga.
Kwasowość roztworu (pH).
Kwasowość roztworów wyraża się zwykle stężeniem jonów H+. W środowisku kwaśnym pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, w środowisku zasadowym - pH> 10 -7 mol/l.
Kwasowość roztworu wyraża się poprzez ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych, nazywając go pH.
pH = -lg[ H + ].
Zależność stałej od stopnia dysocjacji.
Rozważmy przykład dysocjacji kwasu octowego:
Znajdźmy stałą:
Stężenie molowe C=1/V podstawiamy to do równania i otrzymujemy:
Te równania są Prawo hodowlane W. Ostwalda, zgodnie z którym stała dysocjacji elektrolitu nie zależy od rozcieńczenia roztworu.
Podczas dysocjacji kwasów rolę kationów pełnią jony wodoru(H +), podczas dysocjacji kwasów nie powstają żadne inne kationy:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
To jony wodoru nadają kwasom charakterystyczne właściwości: kwaśny smak, zabarwienie wskaźnika na czerwono itp.
Jony ujemne (aniony) oddzielają się od cząsteczki kwasu pozostałość kwasu.
Jedną z cech dysocjacji kwasów jest ich zasadowość - liczba jonów wodorowych zawartych w cząsteczce kwasu, która może powstać podczas dysocjacji:
- kwasy jednozasadowe: HCl, HF, HNO 3;
- kwasy dwuzasadowe: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
- kwasy trójzasadowe: H 3 PO 4.
Proces eliminacji kationów wodorowych w kwasach wielozasadowych przebiega etapowo: najpierw usuwany jest jeden jon wodorowy, następnie drugi (trzeci).
Stopniowa dysocjacja kwasu dwuzasadowego:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Stopniowa dysocjacja kwasu trójzasadowego:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Podczas dysocjacji kwasów wielozasadowych najwyższy stopień dysocjacji występuje w pierwszym etapie. Na przykład podczas dysocjacji kwasu fosforowego stopień dysocjacji pierwszego etapu wynosi 27%; drugi - 0,15%; trzeci - 0,005%.
Dysocjacja zasad
Podczas dysocjacji zasad rolę anionów pełnią jony wodorotlenkowe(OH -), podczas dysocjacji zasad nie powstają żadne inne aniony:
NaOH ↔ Na + + OH -
Kwasowość zasady zależy od liczby jonów wodorotlenkowych powstałych podczas dysocjacji jednej cząsteczki zasady:
- zasady monokwasowe – KOH, NaOH;
- zasady dikwasowe - Ca(OH) 2;
- zasady trikwasowe - Al(OH) 3.
Zasady polikwasowe, analogicznie do kwasów, również dysocjują etapowo – na każdym etapie następuje odszczepienie jednego jonu wodorotlenkowego:
Niektóre substancje, w zależności od warunków, mogą działać zarówno jako kwasy (dysocjują z eliminacją kationów wodorowych), jak i jako zasady (dysocjują z eliminacją jonów wodorotlenkowych). Takie substancje nazywane są amfoteryczny(Patrz reakcje kwasowo-zasadowe).
Dysocjacja Zn(OH) 2 jako zasady:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Dysocjacja Zn(OH) 2 w postaci kwasu:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Dysocjacja soli
Sole dysocjują w wodzie na aniony reszt kwasowych i kationy metali (lub innych związków).
Klasyfikacja dysocjacji soli:
- Sole normalne (średnie). otrzymywane są przez całkowite jednoczesne zastąpienie w kwasie wszystkich atomów wodoru atomami metalu - są to mocne elektrolity, całkowicie dysocjujące w wodzie z utworzeniem katoin metali i pozostałości jednokwasowej: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K3 PO 4.
- Sole kwasowe zawierają w swoim składzie, oprócz atomów metalu i reszty kwasowej, jeszcze jeden (kilka) atomów wodoru - dysocjują stopniowo z utworzeniem kationów metali, anionów reszty kwasowej i kationu wodorowego: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO4.
- Podstawowe sole zawierają w swoim składzie, oprócz atomów metalu i reszty kwasowej, jeszcze jedną (kilka) grup hydroksylowych - dysocjują z utworzeniem kationów metali, anionów reszty kwasowej i jonu wodorotlenkowego: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
- Podwójne sole otrzymuje się przez jednoczesne zastąpienie atomów wodoru w kwasie atomami różnych metali: KAl(SO 4) 2.
- Sole mieszane dysocjują na kationy metali i aniony kilku reszt kwasowych: CaClBr.
Wodne roztwory niektórych substancji są przewodnikami prąd elektryczny. Substancje te zaliczane są do elektrolitów. Elektrolity to kwasy, zasady i sole, stopy niektórych substancji.
DEFINICJA
Nazywa się proces rozkładu elektrolitu na jony w roztworach wodnych i topienia pod wpływem prądu elektrycznego dysocjacja elektrolityczna.
Roztwory niektórych substancji w wodzie nie przewodzą prądu. Substancje takie nazywane są nieelektrolitami. Należą do nich wiele związków organicznych, takich jak cukry i alkohole.
Teoria dysocjacji elektrolitycznej
Teorię dysocjacji elektrolitycznej sformułował szwedzki naukowiec S. Arrhenius (1887). Główne postanowienia teorii S. Arrheniusa:
— elektrolity po rozpuszczeniu w wodzie rozpadają się (dysocjują) na jony naładowane dodatnio i ujemnie;
— pod wpływem prądu elektrycznego jony naładowane dodatnio przemieszczają się do katody (kationy), a jony naładowane ujemnie do anody (aniony);
— dysocjacja jest procesem odwracalnym
KA ↔ K. + + ZA –
Mechanizm dysocjacji elektrolitycznej polega na oddziaływaniu jonowo-dipolowym pomiędzy jonami i dipolami wody (ryc. 1).
Ryż. 1. Dysocjacja elektrolityczna roztworu chlorku sodu
Substancje posiadające wiązania jonowe dysocjują najłatwiej. Dysocjacja zachodzi podobnie w cząsteczkach utworzonych ze względu na rodzaj polarnego wiązania kowalencyjnego (charakter oddziaływania jest dipol-dipol).
Dysocjacja kwasów, zasad, soli
Kiedy kwasy dysocjują, zawsze tworzą się jony wodorowe (H +), a dokładniej hydroniowe (H 3 O +), które odpowiadają za właściwości kwasów (kwaśny smak, działanie wskaźników, interakcję z zasadami itp.).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
Kiedy zasady dysocjują, zawsze tworzą się jony wodorotlenku wodoru (OH-), które odpowiadają za właściwości zasad (zmiany koloru wskaźników, interakcję z kwasami itp.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Sole to elektrolity, po dysocjacji których powstają kationy metali (lub kation amonowy NH 4 +) i aniony reszt kwasowych.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Kwasy i zasady wielozasadowe dysocjują stopniowo.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I etap)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II etap)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I etap)
+ ↔ Ca2+ + OH −
Stopień dysocjacji
Elektrolity dzielą się na słabe i mocne roztwory. Aby scharakteryzować tę miarę, istnieje pojęcie i wartość stopnia dysocjacji (). Stopień dysocjacji to stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych na jony do całkowitej liczby cząsteczek. często wyrażane w %.
Do elektrolitów słabych zalicza się substancje, których stopień dysocjacji w roztworze dziesiętnym (0,1 mol/l) jest mniejszy niż 3%. Do elektrolitów mocnych zalicza się substancje, których stopień dysocjacji w roztworze dziesiętnym (0,1 mol/l) jest większy niż 3%. Roztwory mocnych elektrolitów nie zawierają niezdysocjowanych cząsteczek, a proces asocjacji (łączenia) prowadzi do powstania uwodnionych jonów i par jonowych.
Na stopień dysocjacji wpływ ma zwłaszcza rodzaj rozpuszczalnika, charakter rozpuszczanej substancji, temperatura (dla elektrolitów mocnych stopień dysocjacji maleje wraz ze wzrostem temperatury, a dla elektrolitów słabych osiąga maksimum w zakresie temperatur 60 o C), zatężanie roztworów i wprowadzanie do roztworu jonów o tej samej nazwie.
Elektrolity amfoteryczne
Istnieją elektrolity, które po dysocjacji tworzą jony H + i OH -. Takie elektrolity nazywane są amfoterycznymi, na przykład: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3 itp.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + +OH −
Równania reakcji jonowych
Reakcje w wodnych roztworach elektrolitów to reakcje pomiędzy jonami - reakcje jonowe, które są zapisywane przy użyciu równań jonowych w postaci molekularnej, pełnej jonowej i skróconej formy jonowej. Na przykład:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (postać cząsteczkowa)
Ba 2+ + 2 kl − + 2 Nie+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Nie + + 2 kl− (pełna forma jonowa)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (krótka forma jonowa)
wartość PH
Woda jest słabym elektrolitem, dlatego proces dysocjacji zachodzi w znikomym stopniu.
H. 2O ↔ H. + + OH –
Prawo działania mas można zastosować do dowolnej równowagi, a wyrażenie na stałą równowagi można zapisać:
K = /
Stężenie równowagowe wody jest zatem wartością stałą.
K = = K W
Wygodnie jest wyrazić kwasowość (zasadowość) roztworu wodnego za pomocą logarytmu dziesiętnego stężenia molowego jonów wodorowych, przyjętego z przeciwnym znakiem. Wartość ta nazywana jest wartością pH.
Ujednolicony egzamin państwowy. Dysocjacja elektrolityczna soli, kwasów, zasad. Reakcje wymiany jonowej. Hydroliza soli
Roztwory i ich stężenie, układy rozproszone, dysocjacja elektrolityczna, hydroliza
Podczas lekcji będziesz mógł sprawdzić swoją wiedzę na temat „Ujednolicony egzamin państwowy. Dysocjacja elektrolityczna soli, kwasów, zasad. Reakcje wymiany jonowej. Hydroliza soli.” Rozważysz rozwiązanie problemów z jednolitego egzaminu państwowego grup A, B i C na różne tematy: „Roztwory i ich stężenia”, „Dysocjacja elektrolityczna”, „Reakcje wymiany jonowej i hydroliza”. Aby rozwiązać te problemy, oprócz wiedzy na poruszane tematy, trzeba także umieć posługiwać się tablicą rozpuszczalności substancji, znać metodę bilansu elektronowego oraz rozumieć odwracalność i nieodwracalność reakcji.
Temat: Roztwory i ich stężenie, układy rozproszone, dysocjacja elektrolityczna
Lekcja: Ujednolicony egzamin państwowy. Dysocjacja elektrolityczna soli, kwasów, zasad. Reakcje wymiany jonowej. Hydroliza soli
I. Wybierz jedną poprawną opcję spośród 4 oferowanych.
|
Pytanie |
Komentarz |
|
A1. Mocne elektrolity to: |
Z definicji mocne elektrolity to substancje, które w roztworze wodnym całkowicie rozpadają się na jony. CO 2 i O 2 nie mogą być mocnymi elektrolitami. H2S jest słabym elektrolitem. Prawidłowa odpowiedź to 4. |
|
A2. Substancje, które dysocjują tylko na jony metali i jony wodorotlenkowe to: 1. kwasy 2. zasady 4. wodorotlenki amfoteryczne |
Z definicji związek, który po dysocjacji w roztworze wodnym wytwarza jedynie aniony wodorotlenkowe, nazywany jest zasadą. Tylko wodorotlenek alkaliczny i amfoteryczny pasuje do tej definicji. Ale pytanie mówi, że związek powinien dysocjować tylko na kationy metali i aniony wodorotlenkowe. Wodorotlenek amfoteryczny dysocjuje stopniowo i dlatego jony hydroksymetali znajdują się w roztworze. Prawidłowa odpowiedź 2. |
|
A3. Reakcja wymiany zachodzi do końca wraz z utworzeniem substancji nierozpuszczalnej w wodzie pomiędzy: 1. NaOH i MgCl2 2. NaCl i CuSO4 3. CaCO 3 i HCl (roztwór) |
Aby odpowiedzieć, należy zapisać te równania i zajrzeć do tabeli rozpuszczalności, aby sprawdzić, czy wśród produktów nie znajdują się substancje nierozpuszczalne. Jest to pierwsza reakcja wodorotlenku magnezu Mg(OH) 2 Prawidłowa odpowiedź 1. |
|
A4. Suma wszystkich współczynników w pełnej i zredukowanej formie jonowej w reakcji pomiędzyFe(NIE 3 ) 2 +2 NaOHjest równe: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 molekularny Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2NO 3 - pełne równanie jonowe, suma współczynników wynosi 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ w skrócie jonowy, suma współczynników wynosi 4 Prawidłowa odpowiedź to 4. |
|
A5. Skrócone równanie jonowe reakcji H + +OH - →H 2 O odpowiada oddziaływaniu: 2. NaOH (PP) +HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4 |
To skrócone równanie odzwierciedla interakcję pomiędzy mocną zasadą i mocnym kwasem. Zasada występuje w wersji 2 i 3, lecz Cu(OH) 2 jest zasadą nierozpuszczalną Prawidłowa odpowiedź 2. |
|
A6. Reakcja wymiany jonowej przebiega do końca po odsączeniu roztworów: 1. azotan sodu i siarczan potasu 2. siarczan potasu i kwas solny 3. chlorek wapnia i azotan srebra 4. siarczan sodu i chlorek potasu |
Napiszmy jak powinny zachodzić reakcje wymiany jonowej pomiędzy każdą parą substancji. 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 Z tabeli rozpuszczalności widzimy, że AgCl↓ Prawidłowa odpowiedź 3. |
|
A7. W roztworze wodnym dysocjuje stopniowo: |
Kwasy wielozasadowe ulegają stopniowej dysocjacji w roztworze wodnym. Spośród tych substancji tylko H2S jest kwasem. Prawidłowa odpowiedź 3. |
|
A8. Równanie reakcji CuCl 2 +2 KO→ Cu(OH) 2 ↓+2 KClodpowiada skróconemu równaniu jonowemu: 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 ↓ |
Zapiszmy pełne równanie jonowe: Cu 2+ +2Cl - +2K + +2OH - → Cu(OH) 2 ↓+2K + +2Cl - Eliminując niezwiązane jony, otrzymujemy skrócone równanie jonowe Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Prawidłowa odpowiedź to 4. |
|
A9. Reakcja jest prawie zakończona: 1. Na 2 SO 4 + KCl → 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO 3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Zapiszmy hipotetyczne reakcje wymiany jonowej: 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 Zgodnie z tabelą rozpuszczalności widzimy BaSO 4 ↓ Prawidłowa odpowiedź 2. |
|
A10. Rozwiązanie ma neutralne środowisko: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Tylko wodne roztwory soli utworzone przez mocną zasadę i mocny kwas mają środowisko obojętne. NaNO3 to sól utworzona przez mocną zasadę NaOH i mocny kwas HNO3. Prawidłowa odpowiedź 1. |
|
A11. Kwasowość gleby można zwiększyć wprowadzając roztwór: |
Konieczne jest określenie, która sól spowoduje reakcję kwaśną w środowisku. Musi to być sól utworzona przez mocny kwas i słaby fundament. To jest NH4NO3. Prawidłowa odpowiedź 1. |
|
A12. Hydroliza zachodzi po rozpuszczeniu w wodzie: |
Hydrolizie nie ulegają tylko sole utworzone przez mocną zasadę i mocny kwas. Wszystkie powyższe sole zawierają aniony mocnych kwasów. Tylko AlCl3 zawiera kation słabej zasady. Prawidłowa odpowiedź to 4. |
|
A 13. Nie ulega hydrolizie: 1. kwas octowy 2. kwas etylooctowy 3. skrobia |
Hydrolizę mamy bardzo ważne V Chemia organiczna. Hydrolizie ulegają estry, skrobia i białko. Prawidłowa odpowiedź 1. |
|
A14. Jaka liczba reprezentuje fragment równania molekularnego? Reakcja chemiczna, odpowiadający wielokrotnemu równaniu jonowemu C ty 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 → |
Zgodnie ze skróconym równaniem wynika, że należy wziąć dowolny rozpuszczalny związek zawierający jon miedzi i jon wodorotlenkowy. Ze wszystkich wymienionych związków miedzi rozpuszczalny jest tylko CuSO 4 i tylko w reakcji wodnej występuje OH - . Prawidłowa odpowiedź to 4. |
|
A15.Kiedy jakie substancje wchodzą w interakcję, zostanie uwolniony tlenek siarki?: 1. Na2SO3 i HCl 2. AgNO 3 i K 2 SO 4 3. BaCO 3 i HNO 3 4. Na2S i HCl |
Pierwsza reakcja wytwarza niestabilny kwas H 2 SO 3, który rozkłada się na wodę i tlenek siarki (IV) Poprawna odpowiedź1.
|
II. Krótka odpowiedź i pasujące zadania.
|
W 1. Całkowita suma wszystkich współczynników w pełnym i zredukowanym równaniu jonowym reakcji azotanu srebra z wodorotlenkiem sodu wynosi... |
Zapiszmy równanie reakcji: 2AgNO 3 +2NaOH →Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Pełne równanie jonowe: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Skrócone równanie jonowe: 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O Prawidłowa odpowiedź: 20 |
|
O 2. Napisz pełne równanie jonowe oddziaływania 1 mola wodorotlenku potasu z 1 molem wodorotlenku glinu. Podaj liczbę jonów w równaniu. |
KOH + Al(OH) 3 ↓ → K Pełne równanie jonowe: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Prawidłowa odpowiedź: 4 jony. |
|
O 3. Połącz nazwę soli z jej związkiem z hydrolizą: A) octan amonu 1. nie hydrolizuje B) siarczek baru 2. kationem B) siarczek amonu 3. przez anion D) węglan sodu 4. przez kation i anion |
Aby odpowiedzieć na pytanie, należy przeanalizować, z jaką mocą zasady i kwasu powstają te sole. Prawidłowa odpowiedź A4 B3 C4 D3 |
|
O 4. Roztwór jednego mola siarczanu sodu zawiera 6,02jony sodu. Oblicz stopień dysocjacji soli. |
Zapiszmy równanie dysocjacji elektrolitycznej siarczanu sodu: Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2- 0,5 mola siarczanu sodu rozpadło się na jony. |
|
O 5. Dopasuj odczynniki do skróconych równań jonowych: 1. Ca(OH) 2 +HCl → A)NH 4 + +OH - →NH 3 +H 2 O 2. NH 4Cl + 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 ↓ Prawidłowa odpowiedź: B1 A2 B3 D4 |
|
|
NA 6. Zapisz pełne równanie jonowe odpowiadające równaniu skróconemu: ZO 3 2- +2 H + → WSPÓŁ 2 + H 2 O. Podaj sumę współczynników w równaniach molekularnych i całkowitych równań jonowych. |
Musisz wziąć dowolny rozpuszczalny węglan i dowolny rozpuszczalny mocny kwas. Molekularny: Na2CO3+2HCl → CO2+H2O +2NaCl; Pełny jonowy: 2Na + +CO 3 2- +2H + +2Cl - → CO 2 +H 2O +2Na + +2Cl -; |
III.Zadania ze szczegółowymi odpowiedziami
|
Pytanie |