Etapas de dissociação ácida. Teoria da dissociação eletrolítica A relação entre a constante e o grau de dissociação
Dissociação eletrolíticaé o processo de quebrar uma substância (que é um eletrólito), geralmente em água, em íons que estão livres para se mover.
Ácidos em soluções aquosas são capazes de dissociar em íons de hidrogênio carregados positivamente (H+) e resíduos ácidos carregados negativamente (por exemplo, Cl - , SO 4 2- , NO 3 -). Os primeiros são chamados cátions, os últimos ânions. O sabor azedo das soluções de todos os ácidos se deve precisamente aos íons de hidrogênio.
As moléculas de água são polares. Com seus pólos carregados negativamente, eles atraem os átomos de hidrogênio do ácido para si, enquanto outras moléculas de água atraem resíduos ácidos para si com seus pólos carregados positivamente. Se na molécula de ácido a ligação entre o hidrogênio e o resíduo ácido não for forte o suficiente, então ela se rompe, enquanto o elétron do átomo de hidrogênio permanece no resíduo ácido.
Em soluções de ácidos fortes, quase todas as moléculas se dissociam em íons. Em ácidos fracos, a dissociação ocorre mais fracamente e, junto com ela, ocorre o processo inverso - associação - quando os íons do resíduo ácido e o hidrogênio formam uma ligação, e novamente uma molécula de ácido eletricamente neutra é obtida. Portanto, em equações de dissociação, muitas vezes para ácidos fortes, um sinal de igual ou uma seta unidirecional é usado, e para ácidos fracos, setas multidirecionais, enfatizando assim que o processo ocorre em ambas as direções.
Eletrólitos fortes incluem ácido clorídrico (HCl), ácido sulfúrico (H 2 SO 4), ácido nítrico (HNO 3), etc. Eletrólitos fracos incluem fosfórico (H 3 PO 4), nitroso (HNO 2), silício (H 2 SiO 3 ) e etc
Uma molécula de ácido monobásico (HCl, HNO 3 , HNO 2 , etc.) só pode dissociar-se em um íon de hidrogênio e um íon de resíduo ácido. Assim, sua dissociação sempre ocorre em uma única etapa.
Moléculas de ácidos polibásicos (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , etc.) podem se dissociar em várias etapas. Primeiro, um íon de hidrogênio é separado deles, como resultado, um hidro-ânion permanece (por exemplo, HSO 4 - - íon hidrossulfato). Este é o primeiro estágio da dissociação. Além disso, o segundo íon de hidrogênio pode ser separado, como resultado, apenas o resíduo ácido (SO 4 2-) permanecerá. Este é o segundo estágio da dissociação.
Assim, o número de etapas de dissociação eletrolítica depende da basicidade do ácido (o número de átomos de hidrogênio nele).
A dissociação ocorre mais facilmente no primeiro estágio. A cada passo seguinte, a dissociação diminui. A razão para isso é que é mais fácil separar um íon hidrogênio carregado positivamente de uma molécula neutra do que de uma carga negativa. Após o primeiro estágio, os íons de hidrogênio remanescentes são mais fortemente atraídos pelo resíduo ácido, pois este possui uma carga negativa maior.
Por analogia com os ácidos, as bases também se dissociam em íons. Neste caso, são formados cátions metálicos e ânions hidróxido (OH -). Dependendo do número de grupos hidróxido nas moléculas de base, a dissociação também pode ocorrer em várias etapas.
A teoria da dissociação eletrolítica proposto pelo cientista sueco S. Arrhenius em 1887.
Dissociação eletrolítica- esta é a quebra de moléculas de eletrólitos com a formação de íons carregados positivamente (cátions) e carregados negativamente (ânions) em solução.
Por exemplo, o ácido acético dissocia-se assim em uma solução aquosa:
CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .
A dissociação é um processo reversível. Mas eletrólitos diferentes dissociam-se de forma diferente. O grau depende da natureza do eletrólito, sua concentração, a natureza do solvente, condições externas (temperatura, pressão).
Grau de dissociação α - a razão entre o número de moléculas decompostas em íons e o número total de moléculas:
α=v´(x)/v(x).
O grau pode variar de 0 a 1 (desde a ausência de dissociação até sua completa conclusão). Indicado como uma porcentagem. É determinado experimentalmente. Durante a dissociação do eletrólito, o número de partículas na solução aumenta. O grau de dissociação indica a força do eletrólito.
Distinguir Forte e eletrólitos fracos.
Eletrólitos fortes- estes são eletrólitos, cujo grau de dissociação excede 30%.
Eletrólitos de força média- são aqueles cujo grau de dissociação se divide na faixa de 3% a 30%.
Eletrólitos fracos- o grau de dissociação em uma solução aquosa 0,1 M é inferior a 3%.
Exemplos de eletrólitos fracos e fortes.
Eletrólitos fortes em soluções diluídas se decompõem completamente em íons, ou seja, α = 1. Mas as experiências mostram que a dissociação não pode ser igual a 1, tem um valor aproximado, mas não é igual a 1. Esta não é uma dissociação verdadeira, mas aparente.
Por exemplo, deixe alguma conexão α = 0,7. Aqueles. de acordo com a teoria de Arrhenius, 30% das moléculas não dissociadas “flutuam” na solução. E 70% formou íons livres. E a teoria eletrostática dá uma definição diferente a esse conceito: se α \u003d 0,7, todas as moléculas são dissociadas em íons, mas os íons são apenas 70% livres e os 30% restantes são ligados por interações eletrostáticas.
O grau aparente de dissociação.
O grau de dissociação depende não apenas da natureza do solvente e do soluto, mas também da concentração da solução e da temperatura.
A equação de dissociação pode ser representada da seguinte forma:
AK ⇄ A- + K + .
E o grau de dissociação pode ser expresso da seguinte forma:
Com um aumento na concentração da solução, o grau de dissociação do eletrólito diminui. Aqueles. o valor do grau para um determinado eletrólito não é um valor constante.
Como a dissociação é um processo reversível, as equações da taxa de reação podem ser escritas da seguinte forma:
Se a dissociação é equilíbrio, então as taxas são iguais e como resultado temos constante de equilíbrio(constante de dissociação):
K depende da natureza do solvente e da temperatura, mas não depende da concentração das soluções. Pode-se ver pela equação que quanto mais moléculas não dissociadas, menor o valor da constante de dissociação eletrolítica.
Ácidos polibásicos dissociar em etapas, e cada etapa tem seu próprio valor da constante de dissociação.
Se um ácido polibásico se dissocia, então o primeiro próton é mais facilmente cindido e, à medida que a carga do ânion aumenta, a atração aumenta e, portanto, o próton é dividido muito mais difícil. Por exemplo,
As constantes de dissociação do ácido fosfórico em cada estágio devem ser muito diferentes:
I - estágio:
II - etapa:
III - etapa:
No primeiro estágio, o ácido fosfórico é um ácido de força média, e no 2º estágio é fraco, no 3º estágio é muito fraco.
Exemplos de constantes de equilíbrio para algumas soluções eletrolíticas.
Considere um exemplo:
Se o cobre metálico for adicionado a uma solução contendo íons de prata, então, no momento do equilíbrio, a concentração de íons de cobre deve ser maior que a concentração de prata.
Mas a constante tem um valor baixo:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
O que sugere que, quando o equilíbrio foi alcançado, muito pouco cloreto de prata havia se dissolvido.
A concentração de cobre metálico e prata são introduzidas na constante de equilíbrio.
Produto iônico da água.
A tabela abaixo contém dados:
Essa constante é chamada produto iônico da água, que depende apenas da temperatura. De acordo com a dissociação, há um íon hidróxido para íon 1 H +. Na água pura, a concentração desses íons é a mesma: [ H + ] = [Oh - ].
Por isso, [ H + ] = [Oh- ] = = 10-7 mol/l.
Se uma substância estranha, como ácido clorídrico, for adicionada à água, a concentração de íons de hidrogênio aumentará, mas o produto iônico da água não depende da concentração.
E se você adicionar álcali, a concentração de íons aumentará e a quantidade de hidrogênio diminuirá.
Concentração e estão interligados: quanto mais um valor, menos o outro.
A acidez da solução (pH).
A acidez das soluções é geralmente expressa pela concentração de íons H+. Em ambientes ácidos pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, em alcalino - pH> 10-7 mol/l.
A acidez de uma solução é expressa em termos do logaritmo negativo da concentração de íons de hidrogênio, chamando-a de pH.
pH = -lg[ H + ].
A relação entre a constante e o grau de dissociação.
Considere um exemplo da dissociação do ácido acético:
Vamos encontrar uma constante:
Concentração molar С=1/V, substituimos na equação e obtemos:
Essas equações são pela lei de reprodução de W. Ostwald, segundo a qual a constante de dissociação do eletrólito não depende da diluição da solução.
Na dissociação de ácidos, o papel dos cátions é desempenhado por íons de hidrogênio(H +), nenhum outro cátion é formado durante a dissociação de ácidos:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
São os íons de hidrogênio que dão aos ácidos suas propriedades características: sabor azedo, coloração vermelha do indicador e assim por diante.
Íons negativos (ânions) separados de uma molécula de ácido são resíduo ácido.
Uma das características da dissociação de ácidos é sua basicidade - o número de íons de hidrogênio contidos em uma molécula de ácido que pode ser formado durante a dissociação:
- ácidos monobásicos: HCl, HF, HNO3;
- ácidos dibásicos: H2SO4, H2CO3;
- ácidos tribásicos: H3PO4.
O processo de separação de cátions de hidrogênio em ácidos polibásicos ocorre em etapas: primeiro um íon de hidrogênio é separado, depois outro (terceiro).
Dissociação passo a passo do ácido dibásico:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Dissociação passo a passo de um ácido tribásico:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H++ + PO 4 3-
Na dissociação de ácidos polibásicos, o maior grau de dissociação recai no primeiro estágio. Por exemplo, ao dissociar o ácido fosfórico, o grau de dissociação do primeiro estágio é de 27%; o segundo - 0,15%; terceiro - 0,005%.
Dissociação de base
Na dissociação de bases, o papel dos ânions é desempenhado por íons hidróxido(OH -), nenhum outro ânion é formado durante a dissociação de bases:
NaOH ↔ Na + + OH -
A acidez da base é determinada pelo número de íons hidróxido formados durante a dissociação de uma molécula de base:
- bases ácidas simples - KOH, NaOH;
- bases diácidas - Ca(OH)2;
- bases triácidas - Al (OH) 3.
As bases poliácidas dissociam-se, por analogia com os ácidos, também em etapas - em cada etapa, um íon hidróxido é separado:
Algumas substâncias, dependendo das condições, podem atuar tanto como ácidos (dissociam-se com a eliminação de cátions hidrogênio) quanto como bases (dissociam-se com a eliminação de íons hidróxido). Tais substâncias são chamadas anfotérico(ver Reações ácido-base).
Dissociação de Zn(OH) 2 como base:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Dissociação de Zn(OH) 2 como ácidos:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Dissociação de sal
Os sais dissociam-se na água em ânions de resíduos ácidos e cátions de metais (ou outros compostos).
Classificação de dissociação de sal:
- Sais normais (médios) são obtidos pela substituição simultânea completa de todos os átomos de hidrogênio no ácido por átomos de metal - estes são eletrólitos fortes, dissociam-se completamente em água com a formação de catoínas metálicas e um único resíduo ácido: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Sais de ácido contêm em sua composição, além de átomos de metal e um resíduo ácido, mais um (vários) átomos de hidrogênio - eles se dissociam passo a passo com a formação de cátions metálicos, ânions de um resíduo ácido e um cátion hidrogênio: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO4.
- Sais básicos contêm em sua composição, além de átomos de metal e um resíduo ácido, mais um (vários) grupos hidroxila - eles se dissociam com a formação de cátions metálicos, ânions de um resíduo ácido e um íon hidróxido: (CuOH) 2 CO 3, Mg (OH) Cl.
- sais duplos são obtidos pela substituição simultânea de átomos de hidrogênio no ácido por átomos de vários metais: KAl(SO 4) 2.
- sais mistos dissociam-se em cátions metálicos e ânions de vários resíduos ácidos: CaClBr.
As soluções aquosas de certas substâncias são condutoras de corrente elétrica. Essas substâncias são classificadas como eletrólitos. Os eletrólitos são ácidos, bases e sais, fundidos de certas substâncias.
DEFINIÇÃO
O processo de decomposição de eletrólitos em íons em soluções aquosas e derrete sob a ação de uma corrente elétrica é chamado de dissociação eletrolítica.
Soluções de algumas substâncias na água não conduzem eletricidade. Tais substâncias são chamadas de não eletrólitos. Estes incluem muitos compostos orgânicos, como açúcar e álcoois.
Teoria da dissociação eletrolítica
A teoria da dissociação eletrolítica foi formulada pelo cientista sueco S. Arrhenius (1887). As principais disposições da teoria de S. Arrhenius:
- eletrólitos, quando dissolvidos em água, se decompõem (dissociam) em íons carregados positivamente e negativamente;
- sob a ação de uma corrente elétrica, os íons carregados positivamente se movem em direção ao cátodo (cátions), e os carregados negativamente se movem em direção ao ânodo (ânions);
— a dissociação é um processo reversível
KA ↔ K + + A −
O mecanismo de dissociação eletrolítica consiste na interação íon-dipolo entre íons e dipolos de água (Fig. 1).
Arroz. 1. Dissociação eletrolítica da solução de cloreto de sódio
Substâncias com uma ligação iônica dissociam-se mais facilmente. Da mesma forma, a dissociação ocorre em moléculas formadas de acordo com o tipo de ligação covalente polar (a natureza da interação é dipolo-dipolo).
Dissociação de ácidos, bases, sais
Durante a dissociação dos ácidos, sempre se formam íons de hidrogênio (H+), ou melhor, íons de hidrônio (H 3 O +), que são responsáveis pelas propriedades dos ácidos (sabor azedo, ação de indicadores, interação com bases, etc.). .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Durante a dissociação de bases, sempre se formam íons hidróxido de hidrogênio (OH -), que são responsáveis pelas propriedades das bases (descoloração de indicadores, interação com ácidos, etc.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Os sais são eletrólitos, durante a dissociação dos quais são formados cátions metálicos (ou cátion amônio NH 4 +) e ânions de resíduos ácidos.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Ácidos e bases polibásicos dissociam-se em etapas.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (estágio I)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (estágio II)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (estágio I)
+ ↔ Ca2+ + OH-
Grau de dissociação
Entre os eletrólitos, distinguem-se soluções fracas e fortes. Para caracterizar essa medida, há o conceito e a magnitude do grau de dissociação (). O grau de dissociação é a razão entre o número de moléculas dissociadas em íons e o número total de moléculas. frequentemente expresso em %.
Eletrólitos fracos incluem substâncias nas quais, em uma solução decimolar (0,1 mol / l), o grau de dissociação é inferior a 3%. Eletrólitos fortes incluem substâncias nas quais, em uma solução decimolar (0,1 mol / l), o grau de dissociação é superior a 3%. Soluções de eletrólitos fortes não contêm moléculas não dissociadas, e o processo de associação (associação) leva à formação de íons hidratados e pares de íons.
O grau de dissociação é particularmente influenciado pela natureza do solvente, natureza do soluto, temperatura (para eletrólitos fortes, com o aumento da temperatura, o grau de dissociação diminui e, para eletrólitos fracos, passa por um máximo na faixa de temperatura de 60 o C), concentração de soluções, introdução de íons de mesmo nome na solução.
Eletrólitos anfotéricos
Existem eletrólitos que, por dissociação, formam íons H + e OH -. Tais eletrólitos são chamados de anfotéricos, por exemplo: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3, etc.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Equações de reação iônica
As reações em soluções aquosas de eletrólitos são reações entre íons - reações iônicas, que são escritos usando equações iônicas nas formas molecular, iônica total e iônica reduzida. Por exemplo:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (forma molecular)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 N / D+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 N / D + + 2 Cl− (forma iônica completa)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (forma iônica abreviada)
valor do PH
A água é um eletrólito fraco, então o processo de dissociação ocorre em pequena extensão.
H 2 O ↔ H + + OH -
A lei da ação das massas pode ser aplicada a qualquer equilíbrio e a expressão para a constante de equilíbrio pode ser escrita:
K = /
A concentração de equilíbrio de água é um valor constante, portanto.
K = = KW
A acidez (basicidade) de uma solução aquosa é convenientemente expressa em termos do logaritmo decimal da concentração molar de íons de hidrogênio, tomado com o sinal oposto. Este valor é chamado de valor de pH (pH).
USAR. Dissociação eletrolítica de sais, ácidos, álcalis. Reações de troca iônica. Hidrólise de sal
Soluções e sua concentração, sistemas dispersos, dissociação eletrolítica, hidrólise
Na aula, você poderá testar seus conhecimentos sobre o tema “Exame Estadual Unificado. Dissociação eletrolítica de sais, ácidos, álcalis. Reações de troca iônica. Hidrólise de sal. Você considerará a resolução de problemas do Exame de Estado Unificado dos grupos A, B e C em vários tópicos: "Soluções e suas concentrações", "Dissociação eletrolítica", "Reações de troca iônica e hidrólise". Para resolver esses problemas, além de conhecer os tópicos em consideração, você também precisa saber usar a tabela de solubilidade das substâncias, conhecer o método do balanço eletrônico e ter uma ideia sobre a reversibilidade e irreversibilidade das reações.
Tópico: Soluções e sua concentração, sistemas dispersos, dissociação eletrolítica
Lição: USAR. Dissociação eletrolítica de sais, ácidos, álcalis. Reações de troca iônica. Hidrólise de sal
EU. Escolhendo uma opção correta entre 4 oferecidas.
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Pergunta |
Comente |
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A1. Os eletrólitos fortes são: |
Por definição, eletrólitos fortes são substâncias que se decompõem completamente em íons em uma solução aquosa. CO 2 e O 2 não podem ser eletrólitos fortes. H 2 S é um eletrólito fraco. Resposta correta 4. |
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A2. As substâncias que se dissociam apenas em íons metálicos e íons hidróxido são: 1. ácidos 2. álcalis 4. hidróxidos anfotéricos |
Por definição, um composto que, quando dissociado em uma solução aquosa, forma apenas ânions hidróxidos é chamado de base. Apenas hidróxidos alcalinos e anfotéricos são adequados para esta definição. Mas na questão parece que o composto deve se dissociar apenas em cátions metálicos e ânions hidróxido. O hidróxido anfotérico dissocia-se em etapas e, portanto, os íons hidroxometal estão em solução. Resposta correta 2. |
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A3. A reação de troca prossegue até o final com a formação de uma substância insolúvel em água entre: 1. NaOH e MgCl2 2. NaCl e CuSO4 3. CaCO 3 e HCl (solução) |
Para responder, você precisa escrever essas equações e verificar na tabela de solubilidade se existem substâncias insolúveis entre os produtos. Esta é a primeira reação hidróxido de magnésio Mg (OH) 2 Resposta correta 1. |
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A4. A soma de todos os coeficientes na forma iônica completa e reduzida na reação entreFe(NÃO 3 ) 2 +2 NaOHé igual a: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 molecular Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - equação iônica completa, a soma dos coeficientes é 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ iônico abreviado, a soma dos coeficientes é 4 Resposta correta 4. |
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A5. A equação de reação iônica abreviada H + + OH - → H 2 O corresponde à interação: 2. NaOH (Р-Р) + HNO 3 3. Cu(OH)2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4 |
Esta equação abreviada reflete a interação entre uma base forte e um ácido forte. A base está disponível em 2 e 3 opções, mas Cu (OH) 2 é uma base insolúvel Resposta correta 2. |
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A6. A reação de troca iônica prossegue até a conclusão quando as soluções são drenadas: 1. nitrato de sódio e sulfato de potássio 2. sulfato de potássio e ácido clorídrico 3. cloreto de cálcio e nitrato de prata 4. sulfato de sódio e cloreto de potássio |
Vamos escrever como ocorreriam as reações de troca iônica entre cada par de substâncias. 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 De acordo com a tabela de solubilidade, vemos que AgCl↓ Resposta correta 3. |
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A7. Em uma solução aquosa, dissocia-se passo a passo: |
Os ácidos polibásicos sofrem dissociação gradual em uma solução aquosa. Entre essas substâncias, apenas H 2 S é um ácido. Resposta correta 3. |
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A8. Equação de reação CuCl 2 +2 KOH→ Cu(Oh) 2 ↓+2 KClcorresponde à equação iônica abreviada: 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 ↓ |
Vamos escrever a equação iônica completa: Cu 2+ + 2Cl - + 2K + + 2OH - → Cu (OH) 2 ↓ + 2K + + 2Cl - Excluímos os íons não ligados, obtemos a equação iônica reduzida Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Resposta correta 4. |
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A9. A reação está quase completa: 1. Na 2 SO 4 + KCl→ 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Vamos escrever reações hipotéticas de troca iônica: 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 De acordo com a tabela de solubilidade, vemos BaSO 4 ↓ Resposta correta 2. |
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A10. Uma solução tem um ambiente neutro: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Apenas soluções aquosas de sais formados por uma base forte e um ácido forte têm um ambiente neutro. NaNO3 é um sal formado pela base forte NaOH e pelo ácido forte HNO3. Resposta correta 1. |
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A11. A acidez do solo pode ser aumentada introduzindo uma solução: |
É necessário determinar qual sal dará uma reação ácida do meio. Deve ser um sal formado por um ácido forte e base fraca. Este é NH 4 NO 3. Resposta correta 1. |
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A12. A hidrólise ocorre quando dissolvido em água: |
Apenas sais formados por uma base forte e um ácido forte não sofrem hidrólise. Todos os sais acima contêm ânions de ácidos fortes. Apenas AlCl 3 contém um cátion de base fraca. Resposta correta 4. |
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A 13. Não sofre hidrólise: 1. ácido acético 2. éster etílico de ácido acético 3. amido |
Temos hidrólise grande importância dentro química orgânica. Ésteres, amido e proteínas sofrem hidrólise. Resposta correta 1. |
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A14. Que número denota um fragmento da equação molecular reação química, correspondente à equação iônica múltipla С você 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→ |
De acordo com a equação reduzida, segue-se que você precisa tomar qualquer composto solúvel contendo um íon cobre e um íon hidróxido. De todos os compostos de cobre acima, apenas CuSO 4 é solúvel, e somente na reação aquosa existe OH -. Resposta correta 4. |
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A15.Quais substâncias reagem para produzir óxido de enxofre?: 1. Na 2 SO 3 e HCl 2. AgNO 3 e K 2 SO 4 3. BaCO 3 e HNO 3 4. Na2S e HCl |
Na primeira reação, obtém-se um ácido instável H 2 SO 3, que se decompõe em água e óxido de enxofre (IV) Resposta correta1.
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II. Tarefas com resposta curta e correspondência.
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EM 1. A soma total de todos os coeficientes na equação iônica completa e abreviada para a reação entre nitrato de prata e hidróxido de sódio é ... |
Vamos escrever a equação da reação: 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2O Equação iônica completa: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2O Equação iônica abreviada: 2Ag + +2OH - →Ag2O↓+H2O Resposta correta: 20 |
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EM 2. Faça uma equação iônica completa para a interação de 1 mol de hidróxido de potássio com 1 mol de hidróxido de alumínio. Digite o número de íons na equação. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Equação iônica completa: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Resposta correta: 4 íons. |
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ÀS 3. Estabeleça uma correspondência entre o nome do sal e sua relação com a hidrólise: A) acetato de amônio 1. não hidrolisa B) sulfeto de bário 2. por cátion C) sulfeto de amônio 3. por ânion D) carbonato de sódio 4. por cátion e ânion |
Para responder à pergunta, você precisa analisar qual a força da base e do ácido formaram esses sais. Resposta correta A4 B3 C4 D3 |
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AT 4. Uma solução de um mol de sulfato de sódio contém 6,02íons de sódio. Calcule o grau de dissociação do sal. |
Vamos escrever a equação para a dissociação eletrolítica do sulfato de sódio: Na 2 SO 4 ↔ 2Na ++ + SO 4 2- Decomposto em íons 0,5 mol de sulfato de sódio. |
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ÀS 5. Estabeleça uma correspondência entre os reagentes e as equações iônicas abreviadas: 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 ↓ Resposta correta: C1 A2 B3 D4 |
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ÀS 6. Escreva a equação iônica completa correspondente à reduzida: A PARTIR DEO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Especifique a soma dos coeficientes nas equações moleculares e iônicas completas. |
Você precisa tomar qualquer carbonato solúvel e qualquer ácido forte solúvel. Molecular: Na 2 CO 3 + 2HCl → CO 2 + H 2 O + 2NaCl; Iônico completo: 2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - → CO 2 + H 2 O + 2Na + + 2Cl -; |
III.Tarefas com uma resposta detalhada
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Pergunta |