Etape de disociere a acidului. Teoria disocierii electrolitice Relația dintre constantă și gradul de disociere

Disocierea electrolitică este procesul de descompunere a unei substanțe (care este un electrolit), de obicei în apă, în ioni care sunt liberi să se miște.

Acizii din soluțiile apoase sunt capabili să se disocieze în ioni de hidrogen încărcați pozitiv (H+) și reziduuri acide încărcate negativ (de exemplu, Cl-, SO42-, NO3-). Primii se numesc cationi, cei din urmă anioni. Gustul acru al soluțiilor tuturor acizilor se datorează tocmai ionilor de hidrogen.

Moleculele de apă sunt polare. Cu polii lor încărcați negativ, ei atrag atomii de hidrogen ai acidului spre ei înșiși, în timp ce alte molecule de apă atrag reziduurile acide la sine cu polii lor încărcați pozitiv. Dacă în molecula acidă legătura dintre hidrogen și reziduul acid nu este suficient de puternică, atunci se rupe, în timp ce electronul atomului de hidrogen rămâne la reziduul acid.

În soluțiile de acizi puternici, aproape toate moleculele se disociază în ioni. La acizii slabi, disocierea se desfășoară mai slab și, odată cu aceasta, se derulează procesul invers - asociere - atunci când ionii reziduului de acid și hidrogenul formează o legătură și din nou se obține o moleculă de acid neutră electric. Prin urmare, în ecuațiile de disociere, adesea pentru acizii puternici, se folosește un semn egal sau o săgeată unidirecțională, iar pentru acizii slabi, săgeți multidirecționale, subliniind astfel că procesul merge în ambele direcții.

Electroliții puternici includ acid clorhidric (HCl), acid sulfuric (H2SO4), acid azotic (HNO3), etc. Electroliții slabi includ fosforici (H3PO4), azotos (HNO2), siliciu (H2SiO3). ) și etc.

O moleculă de acid monobazic (HCl, HNO3, HNO2 etc.) se poate disocia doar într-un ion de hidrogen și un ion rezidual de acid. Astfel, disocierea lor decurge întotdeauna într-un singur pas.

Moleculele de acizi polibazici (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 etc.) se pot disocia în mai multe etape. În primul rând, un ion de hidrogen este despărțit de ei, ca urmare, rămâne un hidroanion (de exemplu, HSO4 - - ion hidrosulfat). Aceasta este prima etapă a disocierii. Mai mult, cel de-al doilea ion de hidrogen poate fi separat, ca urmare, va rămâne doar restul acid (SO42-). Aceasta este a doua etapă de disociere.

Astfel, numărul de trepte de disociere electrolitică depinde de bazicitatea acidului (numărul de atomi de hidrogen din acesta).

Disocierea trece cel mai ușor prin prima etapă. Cu fiecare pas următor, disocierea scade. Motivul pentru aceasta este că este mai ușor să detașați un ion de hidrogen încărcat pozitiv dintr-o moleculă neutră decât dintr-o moleculă încărcată negativ. După prima etapă, ionii de hidrogen rămași sunt mai puternic atrași de reziduul acid, deoarece are o sarcină negativă mai mare.

Prin analogie cu acizii, bazele se disociază și în ioni. În acest caz, se formează cationi metalici și anioni hidroxid (OH -). În funcție de numărul de grupări hidroxid din moleculele de bază, disocierea poate avea loc și în mai multe etape.

Teoria disocierii electrolitice propus de omul de știință suedez S. Arrhenius în 1887.

Disocierea electrolitică- aceasta este descompunerea moleculelor de electroliți cu formarea de ioni încărcați pozitiv (cationi) și încărcați negativ (anioni) în soluție.

De exemplu, acidul acetic se disociază astfel într-o soluție apoasă:

CH3COOH⇄H + + CH3COO - .

Disocierea este un proces reversibil. Dar diferiți electroliți se disociază diferit. Gradul depinde de natura electrolitului, concentrația acestuia, natura solventului, condițiile externe (temperatură, presiune).

Gradul de disociere α - raportul dintre numărul de molecule descompuse în ioni și numărul total de molecule:

α=v´(x)/v(x).

Gradul poate varia de la 0 la 1 (de la absența disocierii până la completarea sa). Indicat ca procent. Se determină experimental. În timpul disocierii electrolitului, numărul de particule din soluție crește. Gradul de disociere indică puterea electrolitului.

Distinge puternicși electroliți slabi.

Electroliți puternici- este vorba de electroliți, al căror grad de disociere depășește 30%.

Electroliți de rezistență medie- acestea sunt cele al căror grad de disociere se împarte în intervalul de la 3% la 30%.

Electroliți slabi- gradul de disociere într-o soluție apoasă 0,1 M este mai mic de 3%.

Exemple de electroliți slabi și puternici.

Electroliții puternici din soluțiile diluate se descompun complet în ioni, de exemplu. α = 1. Dar experimentele arată că disocierea nu poate fi egală cu 1, are o valoare aproximativă, dar nu este egală cu 1. Aceasta nu este o disociere adevărată, ci una aparentă.

De exemplu, lăsați o conexiune α = 0,7. Acestea. conform teoriei Arrhenius, 30% din moleculele nedisociate „plutesc” în soluție. Și 70% au format ioni liberi. Și teoria electrostatică oferă o definiție diferită acestui concept: dacă α \u003d 0,7, atunci toate moleculele sunt disociate în ioni, dar ionii sunt liberi în proporție de doar 70%, iar restul de 30% sunt legați de interacțiuni electrostatice.

Gradul aparent de disociere.

Gradul de disociere depinde nu numai de natura solventului și a solutului, ci și de concentrația soluției și a temperaturii.

Ecuația de disociere poate fi reprezentată astfel:

AK ⇄ A- + K + .

Iar gradul de disociere poate fi exprimat astfel:

Odată cu creșterea concentrației soluției, gradul de disociere a electrolitului scade. Acestea. valoarea gradului pentru un anumit electrolit nu este o valoare constantă.

Deoarece disocierea este un proces reversibil, ecuațiile vitezei de reacție pot fi scrise după cum urmează:

Dacă disocierea este echilibru, atunci ratele sunt egale și, ca rezultat, obținem constanta de echilibru(constanta de disociere):

K depinde de natura solventului și de temperatură, dar nu depinde de concentrația soluțiilor. Din ecuație se poate observa că cu cât sunt mai multe molecule nedisociate, cu atât valoarea constantei de disociere a electrolitului este mai mică.

Acizi polibazici disociați în trepte și fiecare pas are propria sa valoare a constantei de disociere.

Dacă un acid polibazic se disociază, atunci primul proton este despărțit cel mai ușor și, pe măsură ce sarcina anionului crește, atracția crește și, prin urmare, protonul este separat mult mai dificil. De exemplu,

Constantele de disociere ale acidului fosforic în fiecare etapă ar trebui să fie foarte diferite:

I - etapa:

II - etapa:

III - etapa:

În prima etapă, acidul fosforic este un acid de tărie medie, iar la a 2-a este slab, la a 3-a este foarte slab.

Exemple de constante de echilibru pentru unele soluții de electroliți.

Luați în considerare un exemplu:

Dacă se adaugă cupru metalic la o soluție care conține ioni de argint, atunci în momentul echilibrului, concentrația de ioni de cupru ar trebui să fie mai mare decât concentrația de argint.

Dar constanta are o valoare scăzută:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Ceea ce sugerează că până la atingerea echilibrului, foarte puțină clorură de argint se dizolvase.

Concentrația de cupru și argint metalic este introdusă în constanta de echilibru.

Produs ionic al apei.

Tabelul de mai jos conține date:

Această constantă se numește produs ionic al apei, care depinde doar de temperatură. Conform disocierii, există un ion hidroxid pentru 1 ion H +. În apa pură, concentrația acestor ioni este aceeași: [ H + ] = [Oh - ].

Prin urmare, [ H + ] = [Oh- ] = = 10-7 mol/l.

Dacă în apă se adaugă o substanță străină, cum ar fi acidul clorhidric, concentrația ionilor de hidrogen va crește, dar produsul ionic al apei nu depinde de concentrație.

Și dacă adăugați alcali, atunci concentrația de ioni va crește, iar cantitatea de hidrogen va scădea.

Concentrarea și sunt interconectate: cu cât o valoare este mai mare, cu atât mai puțin cealaltă.

Aciditatea soluției (pH).

Aciditatea soluțiilor este de obicei exprimată prin concentrația de ioni H+.În medii acide pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, în alcalin - pH> 10 -7 mol/l.
Aciditatea unei soluții este exprimată în termeni de logaritmul negativ al concentrației ionilor de hidrogen, numindu-l pH.

pH = -lg[ H + ].

Relația dintre constantă și gradul de disociere.

Luați în considerare un exemplu de disociere a acidului acetic:

Să găsim o constantă:

Concentrația molară С=1/V, înlocuim în ecuație și obținem:

Aceste ecuații sunt prin legea de reproducere a lui W. Ostwald, conform căreia constanta de disociere a electrolitului nu depinde de diluția soluției.

În disocierea acizilor, rolul cationilor îl joacă ioni de hidrogen(H +), nu se formează alți cationi în timpul disocierii acizilor:

HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Ionii de hidrogen sunt cei care conferă acizilor proprietățile lor caracteristice: gust acru, colorarea roșie a indicatorului și așa mai departe.

Ionii negativi (anionii) separați dintr-o moleculă de acid sunt reziduu acid.

Una dintre caracteristicile disocierii acizilor este bazicitatea lor - numărul de ioni de hidrogen conținut într-o moleculă de acid care se poate forma în timpul disocierii:

  • acizi monobazici: HCI, HF, HNO3;
  • acizi dibazici: H2S04, H2C03;
  • acizi tribazici: H3PO4.

Procesul de separare a cationilor de hidrogen din acizii polibazici are loc în etape: mai întâi se desprinde un ion de hidrogen, apoi altul (al treilea).

Disocierea treptată a acidului dibazic:

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

Disocierea treptată a unui acid tribazic:

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

În disocierea acizilor polibazici, cel mai înalt grad de disociere se încadrează în prima etapă. De exemplu, la disocierea acidului fosforic, gradul de disociere al primei etape este de 27%; al doilea - 0,15%; a treia - 0,005%.

Disocierea bazelor

În disocierea bazelor, rolul anionilor este jucat de ioni de hidroxid(OH -), nu se formează alți anioni în timpul disocierii bazelor:

NaOH ↔ Na + + OH -

Aciditatea bazei este determinată de numărul de ioni de hidroxid formați în timpul disocierii unei molecule de bază:

  • baze simple acide - KOH, NaOH;
  • baze diacide - Ca (OH) 2;
  • baze triacide - Al (OH) 3.

Bazele poliacide se disociază, prin analogie cu acizii, tot în etape - în fiecare etapă, un ion hidroxid este separat:

Unele substanțe, în funcție de condiții, pot acționa atât ca acizi (se disociază cu eliminarea cationilor de hidrogen), cât și ca baze (se disociază cu eliminarea ionilor de hidroxid). Astfel de substanțe sunt numite amfoter(vezi Reacții acido-bazice).

Disocierea Zn(OH)2 ca bază:

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

Disocierea Zn(OH)2 ca acizi:

Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-

Disocierea sării

Sărurile se disociază în apă în anioni de reziduuri acide și cationi ai metalelor (sau alți compuși).

Clasificarea disocierii sării:

  • Săruri normale (medii). sunt obținute prin înlocuirea completă simultană a tuturor atomilor de hidrogen din acid cu atomi de metal - aceștia sunt electroliți puternici, complet disociați în apă cu formarea catoinelor metalice și a unui singur reziduu de acid: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
  • Săruri acide conțin în compoziția lor, pe lângă atomi de metal și un rest acid, încă unul (mai mulți) atomi de hidrogen - se disociază treptat cu formarea de cationi metalici, anioni ai unui reziduu acid și a unui cation de hidrogen: NaHCO 3, KH 2 PO 4 NaH2P04.
  • Săruri de bază conțin în compoziția lor, pe lângă atomi de metal și un rest acid, încă o (mai multe) grupări hidroxil - se disociază cu formarea de cationi metalici, anioni ai unui rest acid și a unui ion hidroxid: (CuOH) 2 CO 3, Mg (OH) CI.
  • săruri duble se obtin prin inlocuirea simultana a atomilor de hidrogen din acid cu atomi de diferite metale: KAl(SO 4) 2.
  • săruri amestecate se disociază în cationi metalici și anioni ai mai multor resturi acide: CaClBr.
Disocierea normală a sării: K 3 PO 4 ↔ 3K + + PO 4 3- Disocierea sării acide: NaHCO 3 ↔ Na + + HCO 3 - HCO 3 - ↔ H+ + CO 3 2- Disocierea sării de bază: Mg(OH)Cl ↔ Mg (OH) + + Cl - Mg(OH) + ↔ Mg 2+ + OH - Disocierea sării duble: KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- Disocierea sării mixte: CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -

Soluțiile apoase ale anumitor substanțe sunt conductoare de curent electric. Aceste substanțe sunt clasificate ca electroliți. Electroliții sunt acizi, baze și săruri, topituri ale anumitor substanțe.

DEFINIȚIE

Procesul de descompunere a electroliților în ioni în soluții apoase și se topește sub acțiunea unui curent electric se numește disociere electrolitică.

Soluțiile unor substanțe în apă nu conduc electricitatea. Astfel de substanțe se numesc non-electroliți. Acestea includ mulți compuși organici, cum ar fi zahărul și alcoolii.

Teoria disocierii electrolitice

Teoria disocierii electrolitice a fost formulată de omul de știință suedez S. Arrhenius (1887). Principalele prevederi ale teoriei lui S. Arrhenius:

- electroliţii, dizolvaţi în apă, se descompun (se disociază) în ioni încărcaţi pozitiv şi negativ;

- sub acţiunea unui curent electric, ionii încărcaţi pozitiv se deplasează spre catod (cationi), iar cei încărcaţi negativ se deplasează spre anod (anioni);

— disocierea este un proces reversibil

KA ↔ K + + A −

Mecanismul disocierii electrolitice constă în interacțiunea ion-dipol dintre ioni și dipolii de apă (Fig. 1).

Orez. 1. Disocierea electrolitică a soluției de clorură de sodiu

Substanțele cu o legătură ionică se disociază cel mai ușor. În mod similar, disocierea are loc în moleculele formate în funcție de tipul de legătură covalentă polară (natura interacțiunii este dipol-dipol).

Disocierea acizilor, bazelor, sărurilor

În timpul disocierii acizilor, se formează întotdeauna ioni de hidrogen (H +), sau mai bine zis, ioni de hidroniu (H 3 O +), care sunt responsabili de proprietățile acizilor (gust acru, acțiunea indicatorilor, interacțiunea cu bazele etc. .).

HNO 3 ↔ H ++ + NO 3 -

În timpul disocierii bazelor, se formează întotdeauna ioni de hidroxid de hidrogen (OH -), care sunt responsabili de proprietățile bazelor (decolorarea indicatorilor, interacțiunea cu acizii etc.).

NaOH ↔ Na + + OH −

Sărurile sunt electroliți, în timpul disocierii cărora se formează cationi metalici (sau cation de amoniu NH 4 +) și anioni de reziduuri acide.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

Acizii polibazici și bazele se disociază în trepte.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (etapa I)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (etapa II)

Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (etapa I)

+ ↔ Ca 2+ + OH -

Gradul de disociere

Dintre electroliți se disting soluțiile slabe și puternice. Pentru a caracteriza această măsură, există conceptul și amploarea gradului de disociere (). Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni și numărul total de molecule. adesea exprimată în %.

Electroliții slabi includ substanțe în care, într-o soluție decimolară (0,1 mol / l), gradul de disociere este mai mic de 3%. Electroliții puternici includ substanțe în care, într-o soluție decimolară (0,1 mol / l), gradul de disociere este mai mare de 3%. Soluțiile de electroliți puternici nu conțin molecule nedisociate, iar procesul de asociere (asociere) duce la formarea de ioni hidratați și perechi de ioni.

Gradul de disociere este influențat în special de natura solventului, natura solutului, temperatură (la electroliții puternici, cu creșterea temperaturii, gradul de disociere scade, iar pentru electroliții slabi, trece printr-un maxim în intervalul de temperatură. de 60 o C), concentrarea soluţiilor, introducerea de ioni cu acelaşi nume în soluţie.

Electroliți amfoteri

Există electroliți care, la disociere, formează atât ioni H + cât și OH -. Astfel de electroliți sunt numiți amfoteri, de exemplu: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 etc.

H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −

Ecuații ale reacțiilor ionice

Reacțiile în soluțiile apoase de electroliți sunt reacții între ioni - reacții ionice, care sunt scrise folosind ecuații ionice în forme moleculare, ionice complete și ionice reduse. De exemplu:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (forma moleculară)

Ba 2+ + 2 Cl − + 2 N / A+ + SO 4 2- = BaS0 4 ↓ + 2 N / A + + 2 Cl− (forma ionică completă)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (forma ionică abreviată)

valoare PH

Apa este un electrolit slab, astfel încât procesul de disociere continuă într-o mică măsură.

H 2 O ↔ H + + OH -

Legea acțiunii masei poate fi aplicată oricărui echilibru și expresia constantei de echilibru poate fi scrisă:

K = /

Prin urmare, concentrația de echilibru a apei este o valoare constantă.

K = = KW

Aciditatea (bazicitatea) unei soluții apoase este exprimată convenabil în termeni de logaritmul zecimal al concentrației molare a ionilor de hidrogen, luate cu semnul opus. Această valoare se numește valoarea pH (pH).


UTILIZARE. Disocierea electrolitică a sărurilor, acizilor, alcalinelor. Reacții de schimb ionic. Hidroliza sării
Soluții și concentrarea lor, sisteme dispersate, disociere electrolitică, hidroliză

La lecție îți vei putea testa cunoștințele pe tema „Examenul de stat unificat. Disocierea electrolitică a sărurilor, acizilor, alcalinelor. Reacții de schimb ionic. Hidroliza sării. Veți avea în vedere rezolvarea problemelor de la Examenul de stat unificat al grupelor A, B și C pe diverse teme: „Soluții și concentrațiile acestora”, „Disocierea electrolitică”, „Reacții de schimb ionic și hidroliză”. Pentru a rezolva aceste probleme, pe lângă cunoașterea subiectelor luate în considerare, mai trebuie să poți folosi tabelul de solubilitate al substanțelor, să cunoști metoda echilibrului electronic și să ai o idee despre reversibilitatea și ireversibilitatea reacțiilor.


Tema: Soluții și concentrarea lor, sisteme disperse, disociere electrolitică

Lecția: UTILIZARE. Disocierea electrolitică a sărurilor, acizilor, alcalinelor. Reacții de schimb ionic. Hidroliza sării

eu. Alegerea unei opțiuni corecte din 4 oferite.

Întrebare

cometariu

A1. Electroliții puternici sunt:

Prin definiție, electroliții puternici sunt substanțe care se descompun complet în ioni într-o soluție apoasă. CO 2 și O 2 nu pot fi electroliți puternici. H2S este un electrolit slab.

Răspuns corect 4.

A2. Substanțele care se disociază numai în ioni metalici și ioni de hidroxid sunt:

1. acizi

2. alcaline

4. hidroxizi amfoteri

Prin definiție, un compus care, atunci când este disociat într-o soluție apoasă, formează doar anioni hidroxid se numește bază. Doar hidroxidul alcalin și amfoter sunt potriviti pentru această definiție. Dar în întrebare sună că compusul ar trebui să se disocieze numai în cationi metalici și anioni hidroxid. Hidroxidul amfoter se disociază în trepte și, prin urmare, ionii hidroxometali sunt în soluție.

Răspunsul corect 2.

A3. Reacția de schimb are loc până la sfârșit cu formarea unei substanțe insolubile în apă între:

1. NaOH și MgCl2

2. NaCl și CuSO4

3. CaCO3 și HCI (soluție)

Pentru a răspunde, trebuie să scrieți aceste ecuații și să vă uitați în tabelul de solubilitate pentru a vedea dacă există substanțe insolubile printre produse. Aceasta este în prima reacție hidroxid de magneziu Mg (OH) 2

Răspunsul corect 1.

A4. Suma tuturor coeficienților în formă ionică completă și redusă în reacția dintreFe(NU 3 ) 2 +2 NaOHeste egal cu:

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 - ecuație ionică completă, suma coeficienților este 12

Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ abreviat ionic, suma coeficienților este 4

Răspuns corect 4.

A5. Ecuația prescurtată a reacției ionice H + + OH - → H 2 O corespunde interacțiunii:

2. NaOH (Р-Р) + HNO 3

3. Cu(OH)2 + HCI

4. CuO + H2S04

Această ecuație prescurtată reflectă interacțiunea dintre o bază puternică și un acid puternic. Baza este disponibilă în 2 și 3 opțiuni, dar Cu (OH) 2 este o bază insolubilă

Răspunsul corect 2.

A6. Reacția de schimb ionic se finalizează atunci când soluțiile sunt drenate:

1. azotat de sodiu și sulfat de potasiu

2. sulfat de potasiu și acid clorhidric

3. clorura de calciu si azotat de argint

4. sulfat de sodiu și clorură de potasiu

Să scriem cum ar avea loc reacțiile de schimb ionic dintre fiecare pereche de substanțe.

NaNO 3 + K 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + KNO 3

K2S04 + HCI → H2S04 + KCI

CaCl 2 +2AgNO 3 → 2AgCl↓ + Ca(NO 3) 2

Na2SO4 + KCl → K2SO4 + NaCl

Conform tabelului de solubilitate, vedem că AgCl↓

Răspuns corect 3.

A7. Într-o soluție apoasă, se disociază treptat:

Acizii polibazici sunt supuși disocierii treptate într-o soluție apoasă. Dintre aceste substanțe, doar H 2 S este un acid.

Răspuns corect 3.

A8. Ecuația reacției CuCl 2 +2 KOH→ Cu(Oh) 2 ↓+2 KClcorespunde ecuației ionice prescurtate:

1. СuCl 2 + 2OH - → Cu 2+ + 2OH - + 2Cl -

2. Сu 2+ +KOH→Cu(OH) 2 ↓+K +

3. CI - +K + →KCI

4. Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓

Să scriem ecuația ionică completă:

Cu 2+ + 2Cl - + 2K + + 2OH - → Cu (OH) 2 ↓ + 2K + + 2Cl -

Excludem ionii nelegați, obținem ecuația ionică redusă

Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓

Răspuns corect 4.

A9. Reacția este aproape de final:

1. Na2S04 + KCI →

2. H2S04 + BaCI2 →

3. KNO 3 + NaOH →

4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 →

Să scriem reacții ipotetice de schimb ionic:

Na2S04 + KCl → K2SO4 + NaCI

H2S04 + BaCl2 → BaS04 ↓ + 2HCI

KNO 3 + NaOH → NaNO 3 + KOH

Na 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2NaCl

Conform tabelului de solubilitate, vedem BaSO 4 ↓

Răspunsul corect 2.

A10. O soluție are un mediu neutru:

2. (NH4)2S04

Numai soluțiile apoase de săruri formate dintr-o bază tare și un acid tare au un mediu neutru. NaNO3 este o sare formată din baza tare NaOH și acidul tare HNO3.

Răspunsul corect 1.

A11. Aciditatea solului poate fi crescută prin introducerea unei soluții:

Este necesar să se determine ce sare va da o reacție acidă a mediului. Trebuie să fie o sare formată dintr-un acid tare și bază slabă. Acesta este NH4NO3.

Răspunsul corect 1.

A12. Hidroliza are loc atunci când este dizolvată în apă:

Doar sărurile formate dintr-o bază tare și un acid tare nu suferă hidroliză. Toate sărurile de mai sus conțin anioni de acizi tari. Doar AlCl3 conține un cation de bază slab.

Răspuns corect 4.

A 13. Nu suferă hidroliză:

1. acid acetic

2. ester etilic al acidului acetic

3. amidon

Avem hidroliză mare importanțăîn Chimie organica. Esterii, amidonul și proteinele sunt supuși hidrolizei.

Răspunsul corect 1.

A14. Ce număr denotă un fragment al ecuației moleculare reactie chimica, corespunzătoare ecuației ionice multiple С u 2+ +2 Oh - → Cu(Oh) 2 ↓?

1. Cu(OH)2 + HCI →

2. CuC03 + H2S04 →

3. CuO + HNO3 →

4. CuSO4 +KOH→

Conform ecuației reduse, rezultă că trebuie să luați orice compus solubil care conține un ion de cupru și un ion hidroxid. Dintre toți compușii de cupru de mai sus, numai CuSO4 este solubil și numai în reacția apoasă există OH -.

Răspuns corect 4.

A15.Ce substanțe reacţionează pentru a produce oxid de sulf?:

1. Na2S03 şi HCI

2. AgNO3 și K2SO4

3. BaCO3 și HNO3

4. Na2S şi HCI

În prima reacție se obține un acid instabil H 2 SO 3 care se descompune în apă și oxid de sulf (IV)

Răspuns corect1.

II. Sarcini cu un răspuns scurt și potrivire.

ÎN 1. Suma totală a tuturor coeficienților din ecuația ionică completă și prescurtată pentru reacția dintre azotatul de argint și hidroxidul de sodiu este...

Să scriem ecuația reacției:

2AgNO3 +2NaOH→Ag2O↓+ 2NaNO3 +H2O

Ecuația ionică completă:

2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O

Ecuație ionică prescurtată:

2Ag + +2OH - →Ag2O↓+H2O

Răspuns corect: 20

ÎN 2. Faceți o ecuație ionică completă pentru interacțiunea a 1 mol de hidroxid de potasiu cu 1 mol de hidroxid de aluminiu. Introduceți numărul de ioni din ecuație.

KOH + Al(OH) 3 ↓→ K

Ecuația ionică completă:

K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + -

Răspuns corect: 4 ioni.

LA 3. Stabiliți o corespondență între numele sării și relația acesteia cu hidroliza:

A) acetat de amoniu 1. nu se hidrolizează

B) sulfura de bariu 2. prin cation

C) sulfura de amoniu 3. prin anion

D) carbonat de sodiu 4. prin cation şi anion

Pentru a răspunde la întrebare, trebuie să analizați ce putere au format baza și acidul aceste săruri.

Răspuns corect A4 B3 C4 D3

LA 4. O soluție de un mol de sulfat de sodiu conține 6,02ionii de sodiu. Calculați gradul de disociere al sării.

Scriem ecuația pentru disocierea electrolitică a sulfatului de sodiu:

Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2-

Se descompune în ioni 0,5 mol sulfat de sodiu.

LA 5. Stabiliți o corespondență între reactivi și ecuațiile ionice abreviate:

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. AlCl3 +KOH → B) H + +OH - →H2O

4. BaCl 2 + Na 2 SO 4 → D) Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓

Răspuns corect: C1 A2 B3 D4

LA 6. Scrieți ecuația ionică completă corespunzătoare celei reduse:

DINO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Precizați suma coeficienților din ecuația moleculară și din ecuația ionică completă.

Trebuie să luați orice carbonat solubil și orice acid puternic solubil.

Molecular:

Na2C03 + 2HCI → C02 + H20 + 2NaCI;
Suma coeficienților este 7

Ionic complet:

2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2CI - → CO 2 + H 2 O + 2Na + + 2CI -;
Suma coeficienților este 13

III.Teme cu un răspuns detaliat

Întrebare