Asit ayrışma adımları. Elektrolitik ayrışma teorisi Sabit ve ayrışma derecesi arasındaki ilişki

elektrolitik ayrışma genellikle suda bulunan bir maddenin (elektrolit olan) serbestçe hareket edebilen iyonlara parçalanması işlemidir.

Sulu çözeltilerdeki asitler, pozitif yüklü hidrojen iyonlarına (H+) ve negatif yüklü asidik kalıntılara (örneğin, Cl - , S042- , NO3-) ayrışabilir. Birincisine katyon, ikincisine anyon denir. Tüm asitlerin çözeltilerinin ekşi tadı tam olarak hidrojen iyonlarından kaynaklanmaktadır.

Su molekülleri polardır. Negatif yüklü kutuplarıyla asidin hidrojen atomlarını kendilerine çekerken, diğer su molekülleri de pozitif yüklü kutuplarıyla asidik artıkları kendilerine çekerler. Asit molekülünde hidrojen ile asit kalıntısı arasındaki bağ yeterince güçlü değilse, o zaman kopar, hidrojen atomunun elektronu asit kalıntısında kalır.

Güçlü asitlerin çözeltilerinde, hemen hemen tüm moleküller iyonlara ayrışır. Zayıf asitlerde, ayrışma daha zayıf ilerler ve bununla birlikte, asit kalıntısının ve hidrojenin iyonları bir bağ oluşturduğunda ve yine elektriksel olarak nötr bir asit molekülü elde edildiğinde, ters işlem - birleşme - ilerler. Bu nedenle, ayrışma denklemlerinde, genellikle güçlü asitler için eşittir işareti veya tek yönlü bir ok, zayıf asitler için ise çok yönlü oklar kullanılır ve böylece sürecin her iki yönde ilerlediği vurgulanır.

Güçlü elektrolitler arasında hidroklorik asit (HCl), sülfürik asit (H2S04), nitrik asit (HNO3) vb. bulunur. Zayıf elektrolitler arasında fosforik (H3PO4), nitröz (HNO2), silikon (H2SiO3) bulunur ) ve vb.

Bir monobazik asit molekülü (HCl, HNO 3 , HNO 2 , vb.) yalnızca bir hidrojen iyonuna ve bir asit tortusu iyonuna ayrışabilir. Böylece, ayrışmaları her zaman tek adımda ilerler.

Polibazik asit molekülleri (H 2S04 , H 3PO4 , vb.) birkaç adımda ayrışabilir. İlk olarak, bir hidrojen iyonu onlardan ayrılır, sonuç olarak bir hidro-anyon kalır (örneğin, HSO 4 - - hidro-sülfat iyonu). Bu ayrışmanın ilk aşamasıdır. Ayrıca, ikinci hidrojen iyonu ayrılabilir, sonuç olarak sadece asit kalıntısı (S04 2-) kalacaktır. Bu ayrışmanın ikinci aşamasıdır.

Bu nedenle, elektrolitik ayrışma adımlarının sayısı asidin bazlığına (içindeki hidrojen atomlarının sayısına) bağlıdır.

Ayrışma en kolay şekilde ilk aşamada ilerler. Sonraki her adımda ayrışma azalır. Bunun nedeni, pozitif yüklü bir hidrojen iyonunu nötr bir molekülden ayırmanın, negatif yüklü bir molekülden ayırmaktan daha kolay olmasıdır. İlk aşamadan sonra, kalan hidrojen iyonları, daha büyük bir negatif yüke sahip olduğu için asit tortusuna daha güçlü bir şekilde çekilir.

Asitlere benzer şekilde, bazlar da iyonlara ayrışır. Bu durumda metal katyonları ve hidroksit anyonları (OH-) oluşur. Baz moleküllerdeki hidroksit gruplarının sayısına bağlı olarak ayrışma da birkaç aşamada gerçekleşebilir.

Elektrolitik ayrışma teorisiİsveçli bilim adamı S. Arrhenius tarafından 1887'de önerildi.

elektrolitik ayrışma- bu, çözeltide pozitif yüklü (katyonlar) ve negatif yüklü (anyonlar) iyonların oluşumu ile elektrolit moleküllerinin parçalanmasıdır.

Örneğin, asetik asit sulu bir çözeltide şu şekilde ayrışır:

CH 3COOH⇄H + + CH3COO - .

Ayrışma geri dönüşümlü bir süreçtir. Ancak farklı elektrolitler farklı şekilde ayrışır. Derece, elektrolitin doğasına, konsantrasyonuna, çözücünün doğasına, dış koşullara (sıcaklık, basınç) bağlıdır.

Ayrışma derecesi α - iyonlara ayrışan molekül sayısının toplam molekül sayısına oranı:

α=v´(x)/v(x).

Derece 0 ile 1 arasında değişebilir (ayrışmanın yokluğundan tamamen tamamlanmasına kadar). Yüzde olarak belirtilir. Deneysel olarak belirlenir. Elektrolitin ayrışması sırasında çözeltideki partikül sayısı artar. Ayrışma derecesi elektrolitin gücünü gösterir.

Ayırt etmek güçlü Ve zayıf elektrolitler.

güçlü elektrolitler- bunlar, ayrışma derecesi %30'u aşan elektrolitlerdir.

Orta Mukavemetli Elektrolitler- bunlar, ayrışma derecesi %3 ile %30 arasında değişenlerdir.

zayıf elektrolitler- sulu 0.1 M solüsyonda ayrışma derecesi %3'ten azdır.

Zayıf ve güçlü elektrolit örnekleri.

Seyreltik çözeltilerdeki güçlü elektrolitler tamamen iyonlara ayrışır, yani α = 1. Ancak deneyler, ayrışmanın 1'e eşit olamayacağını, yaklaşık bir değere sahip olduğunu ancak 1'e eşit olmadığını gösteriyor. Bu gerçek bir ayrışma değil, görünür bir ayrışmadır.

Örneğin, bazı bağlantılara izin verin α = 0.7. Onlar. Arrhenius teorisine göre, çözünmemiş moleküllerin %30'u çözelti içinde "yüzer". Ve %70'i serbest iyonlar oluşturdu. Ve elektrostatik teori bu konsepte farklı bir tanım verir: α \u003d 0.7 ise, o zaman tüm moleküller iyonlara ayrılır, ancak iyonlar yalnızca% 70 serbesttir ve kalan% 30 elektrostatik etkileşimlerle bağlanır.

Görünen ayrışma derecesi.

Ayrışma derecesi sadece çözücünün ve çözünenin doğasına değil, aynı zamanda çözeltinin konsantrasyonuna ve sıcaklığa da bağlıdır.

Ayrışma denklemi aşağıdaki gibi temsil edilebilir:

AK ⇄ A- + K + .

Ve ayrışma derecesi şu şekilde ifade edilebilir:

Çözeltinin konsantrasyonundaki artışla, elektrolitin ayrışma derecesi azalır. Onlar. belirli bir elektrolit için derece değeri sabit bir değer değildir.

Ayrışma tersinir bir süreç olduğundan, reaksiyon hızı denklemleri aşağıdaki gibi yazılabilir:

Ayrışma denge ise, oranlar eşittir ve sonuç olarak şunu elde ederiz: denge sabiti(Ayrışma sabiti):

K, çözücünün doğasına ve sıcaklığa bağlıdır, ancak çözeltilerin konsantrasyonuna bağlı değildir. Denklemden, ayrışmayan moleküller ne kadar fazlaysa, elektrolit ayrışma sabitinin değerinin o kadar düşük olduğu görülebilir.

polibazik asitler adımlarda ayrışır ve her adımın kendi ayrışma sabiti değeri vardır.

Bir polibazik asit ayrışırsa, o zaman ilk proton en kolay şekilde ayrılır ve anyonun yükü arttıkça çekim artar ve bu nedenle proton çok daha zor ayrılır. Örneğin,

Fosforik asidin her aşamada ayrışma sabitleri çok farklı olmalıdır:

ben - aşama:

II - aşama:

III - aşama:

İlk aşamada fosforik asit orta kuvvette bir asittir ve 2. aşamada zayıf, 3. aşamada çok zayıftır.

Bazı elektrolit çözeltileri için denge sabitlerine örnekler.

Bir örnek düşünün:

Gümüş iyonları içeren bir çözeltiye metalik bakır eklenirse, denge anında bakır iyonlarının konsantrasyonu gümüş konsantrasyonundan daha büyük olmalıdır.

Ancak sabitin değeri düşük:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Bu da dengeye ulaşılana kadar çok az gümüş klorürün çözüldüğünü gösteriyor.

Metalik bakır ve gümüş konsantrasyonu denge sabitine eklenir.

Suyun iyonik ürünü.

Aşağıdaki tablo verileri içerir:

Bu sabit denir suyun iyon ürünü, sadece sıcaklığa bağlıdır. Ayrışmaya göre, 1 H + iyonu için bir hidroksit iyonu vardır. Saf suda, bu iyonların konsantrasyonu aynıdır: [ H + ] = [Ah - ].

Buradan, [ H + ] = [Ah- ] = = 10-7 mol/l.

Suya hidroklorik asit gibi yabancı bir madde eklenirse, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu artar, ancak suyun iyon ürünü konsantrasyona bağlı değildir.

Ve alkali eklerseniz, iyon konsantrasyonu artacak ve hidrojen miktarı azalacaktır.

Konsantrasyon ve birbiriyle bağlantılıdır: bir değer ne kadar fazlaysa, diğeri o kadar az olur.

Çözeltinin asitliği (pH).

Çözeltilerin asitliği genellikle iyonların konsantrasyonu ile ifade edilir. . asidik ortamlarda pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, alkalide - pH> 10 -7 mol/l.
Bir çözeltinin asitliği, hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun negatif logaritması cinsinden ifade edilir ve buna denir. pH.

pH = -lg[ H + ].

Sabit ve ayrışma derecesi arasındaki ilişki.

Asetik asidin ayrışmasına bir örnek düşünün:

Bir sabit bulalım:

Molar konsantrasyon С=1/v, denklemde yerine koyarız ve şunu elde ederiz:

Bu denklemler W. Ostwald'ın üreme yasasına göre, buna göre elektrolitin ayrışma sabiti, çözeltinin seyreltilmesine bağlı değildir.

Asitlerin ayrışmasında katyonların rolü şunlar tarafından oynanır: hidrojen iyonları(H +), asitlerin ayrışması sırasında başka katyon oluşmaz:

HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Asitlere karakteristik özelliklerini veren hidrojen iyonlarıdır: ekşi tat, göstergenin kırmızı rengi vb.

Bir asit molekülünden ayrılan negatif iyonlar (anyonlar) asit kalıntısı.

Asitlerin ayrışmasının özelliklerinden biri, bazik olmalarıdır - bir asit molekülünde bulunan ve ayrışma sırasında oluşabilen hidrojen iyonlarının sayısı:

• monobazik asitler: HCI, HF, HNO3;
• dibazik asitler: H2S04, H2C03;
• tribazik asitler: H 3 PO 4 .

Polibazik asitlerdeki hidrojen katyonlarını ayırma işlemi adımlar halinde gerçekleşir: önce bir hidrojen iyonu ayrılır, ardından bir diğeri (üçüncüsü).

Dibazik asidin kademeli ayrışması:

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

Bir tribazik asidin kademeli ayrışması:

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

Polibazik asitlerin ayrışmasında, en yüksek ayrışma derecesi birinci aşamaya düşer. Örneğin, fosforik asit ayrıştırılırken birinci aşamanın ayrışma derecesi %27'dir; ikinci - %0,15; üçüncü -% 0,005.

Temel ayrışma

Bazların ayrışmasında, anyonların rolü şunlar tarafından oynanır: hidroksit iyonları(OH -), bazların ayrışması sırasında başka hiçbir anyon oluşmaz:

NaOH ↔ Na + + OH -

Bazın asitliği, bir baz molekülünün ayrışması sırasında oluşan hidroksit iyonlarının sayısı ile belirlenir:

• tek asit bazları - KOH, NaOH;
• diasit bazları - Ca (OH) 2;
• triasit bazları - Al (OH) 3.

Poliasit bazlar, asitlerle analoji yoluyla, ayrıca adımlar halinde ayrışır - her aşamada, bir hidroksit iyonu ayrılır:

Bazı maddeler, koşullara bağlı olarak, hem asit (hidrojen katyonlarının ortadan kaldırılmasıyla ayrışır) hem de baz (hidroksit iyonlarının ortadan kaldırılmasıyla ayrışır) olarak işlev görebilir. Bu tür maddelere denir amfoterik(bkz. Asit-baz reaksiyonları).

Zn(OH)2'nin baz olarak ayrışması:

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

Zn(OH)2'nin asit olarak ayrışması:

Zn(OH) 2 + 2H2O ↔ 2H + + 2-

tuz ayrışması

Tuzlar, suda asit kalıntılarının anyonlarına ve metallerin (veya diğer bileşiklerin) katyonlarına ayrışır.

Tuz ayrışma sınıflandırması:

• Normal (orta) tuzlar asitteki tüm hidrojen atomlarının metal atomlarıyla aynı anda tamamen değiştirilmesiyle elde edilir - bunlar güçlü elektrolitlerdir, metal katoinlerin oluşumu ve tek bir asit kalıntısı ile suda tamamen ayrışır: NaNO 3, Fe 2 (S04) 3, K3PO4.
• Asit tuzları bileşimlerinde metal atomları ve bir asit kalıntısına ek olarak bir (birkaç) hidrojen atomu daha içerirler - metal katyonları, bir asit kalıntısının anyonları ve bir hidrojen katyonu oluşumu ile adım adım ayrışırlar: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO4.
• Temel tuzlar bileşimlerinde metal atomları ve bir asit kalıntısına ek olarak bir (birkaç) hidroksil grubu daha içerirler - metal katyonlarının, asit kalıntısının anyonlarının ve bir hidroksit iyonunun oluşumuyla ayrışırlar: (CuOH) 2 CO 3, Mg (OH)Cl.
• çift ​​​​tuzlar asitteki hidrojen atomlarının aynı anda çeşitli metallerin atomlarıyla değiştirilmesiyle elde edilir: KAl(S04) 2.
• karışık tuzlar birkaç asit kalıntısının metal katyonlarına ve anyonlarına ayrışır: CaClBr.

Normal tuz ayrışması: K 3 PO 4 ↔ 3K + + PO 4 3- Asit tuzu ayrışması: NaHCO 3 ↔ Na + + HCO 3 - HCO 3 - ↔ H+ + CO 3 2- Bazik tuz ayrışması: Mg(OH)Cl ↔ Mg (OH) + + Cl - Mg(OH) + ↔ Mg 2+ + OH - Çift tuz ayrışması: KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- Karışık tuz ayrışması: CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -

Bazı maddelerin sulu çözeltileri elektrik akımını iletir. Bu maddeler elektrolitler olarak sınıflandırılır. Elektrolitler asitler, bazlar ve tuzlardır, belirli maddelerin erimesidir.

TANIM

Elektrolitlerin sulu çözeltilerde iyonlara ayrışması ve bir elektrik akımının etkisi altında erimesi işlemine denir. elektrolitik ayrışma.

Bazı maddelerin sudaki çözeltileri elektriği iletmez. Bu tür maddelere elektrolit olmayan maddeler denir. Bunlar, şeker ve alkoller gibi birçok organik bileşiği içerir.

Elektrolitik ayrışma teorisi

Elektrolitik ayrışma teorisi, İsveçli bilim adamı S. Arrhenius (1887) tarafından formüle edildi. S. Arrhenius teorisinin ana hükümleri:

- elektrolitler suda çözündüklerinde pozitif ve negatif yüklü iyonlara ayrışır (ayrışır);

- bir elektrik akımının etkisi altında, pozitif yüklü iyonlar katoda (katyonlar) ve negatif yüklü olanlar anoda (anyonlar) doğru hareket eder;

— ayrışma geri dönüşümlü bir süreçtir

KA ↔ K + + Bir -

Elektrolitik ayrışma mekanizması, iyonlar ve su dipolleri arasındaki iyon-dipol etkileşiminden oluşur (Şekil 1).

Pirinç. 1. Sodyum klorür çözeltisinin elektrolitik ayrışması

İyonik bağı olan maddeler en kolay ayrışır. Benzer şekilde, polar kovalent bağın türüne göre (etkileşimin doğası dipol-dipoldür) oluşan moleküllerde ayrışma meydana gelir.

Asitlerin, bazların, tuzların ayrışması

Asitlerin ayrışması sırasında, her zaman asitlerin özelliklerinden (ekşi tat, göstergelerin etkisi, bazlarla etkileşim, vb.) Sorumlu olan hidrojen iyonları (H +) veya daha doğrusu hidronyum iyonları (H30 +) oluşur. .).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Bazların ayrışması sırasında, her zaman bazların özelliklerinden (göstergelerin renginin bozulması, asitlerle etkileşim, vb.) Sorumlu olan hidrojen hidroksit iyonları (OH -) oluşur.

NaOH ↔ Na + + OH -

Tuzlar, metal katyonlarının (veya amonyum katyonu NH4 +) ve asit kalıntılarının anyonlarının oluştuğu ayrışma sırasında elektrolitlerdir.

CaCl2 ↔ Ca2+ + 2Cl -

Polibazik asitler ve bazlar adım adım ayrışır.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I aşaması)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II. aşama)

Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I aşaması)

+ ↔ Ca2+ + OH -

ayrışma derecesi

Elektrolitler arasında zayıf ve güçlü çözeltiler ayırt edilir. Bu önlemi karakterize etmek için, ayrışma derecesinin () kavramı ve büyüklüğü vardır. Ayrışma derecesi, iyonlara ayrılan molekül sayısının toplam molekül sayısına oranıdır. genellikle % olarak ifade edilir.

Zayıf elektrolitler, ondalık bir çözeltide (0,1 mol / l) ayrışma derecesinin %3'ten az olduğu maddeleri içerir. Güçlü elektrolitler, ondalık bir çözeltide (0,1 mol / l) ayrışma derecesinin %3'ten fazla olduğu maddeleri içerir. Güçlü elektrolit çözeltileri, ayrışmamış moleküller içermez ve birleşme (birleşme) süreci, hidratlı iyonların ve iyon çiftlerinin oluşumuna yol açar.

Ayrışma derecesi özellikle çözücünün doğasından, çözünenin doğasından, sıcaklıktan etkilenir (güçlü elektrolitler için artan sıcaklıkla ayrışma derecesi azalır ve zayıf elektrolitler için sıcaklık aralığında bir maksimumdan geçer. 60 o C), çözeltilerin konsantrasyonu, aynı isimli iyonların çözeltiye katılması.

amfoterik elektrolitler

Ayrışma üzerine hem H + hem de OH - iyonları oluşturan elektrolitler vardır. Bu tür elektrolitlere amfoterik denir, örneğin: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3, vb.

H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH -

iyonik reaksiyon denklemleri

Sulu elektrolit çözeltilerindeki reaksiyonlar, iyonlar arasındaki reaksiyonlardır - iyonik reaksiyonlar moleküler, tam iyonik ve indirgenmiş iyonik formlarda iyonik denklemler kullanılarak yazılmıştır. Örneğin:

BaCl2 + Na2S04 = BaSO4 ↓ + 2NaCl (moleküler form)

Ba 2+ 2 Cl − + 2 Hayır+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Hayır + + 2 Cl− (tam iyonik form)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (kısaltılmış iyonik form)

PH değeri

Su zayıf bir elektrolittir, bu nedenle ayrışma süreci küçük bir ölçüde ilerler.

H 2 Ö ↔ H + + OH -

Kütle eylemi yasası herhangi bir dengeye uygulanabilir ve denge sabiti için ifade şu şekilde yazılabilir:

K = /

Bu nedenle suyun denge konsantrasyonu sabit bir değerdir.

K = = KW

Sulu bir çözeltinin asitliği (bazlılığı), ters işaretle alınan hidrojen iyonlarının molar konsantrasyonunun ondalık logaritması cinsinden ifade edilir. Bu değere pH değeri (pH) denir.

KULLANMAK. Tuzların, asitlerin, alkalilerin elektrolitik ayrışması. İyon değişim reaksiyonları. tuz hidrolizi
Çözeltiler ve konsantrasyonları, dağınık sistemler, elektrolitik ayrışma, hidroliz

Derste “Birleşik Devlet Sınavı” konusundaki bilginizi test edebileceksiniz. Tuzların, asitlerin, alkalilerin elektrolitik ayrışması. İyon değişim reaksiyonları. Tuz hidrolizi. A, B ve C gruplarının Birleşik Devlet Sınavından çeşitli konularda problem çözmeyi düşüneceksiniz: "Çözümler ve konsantrasyonları", "Elektrolitik ayrışma", "İyon değişim reaksiyonları ve hidroliz". Bu problemleri çözmek için, ele alınan konuları bilmenin yanı sıra, maddelerin çözünürlük tablosunu kullanabilmeniz, elektron dengesi yöntemini bilmeniz ve reaksiyonların tersinirliği ve tersinmezliği hakkında fikir sahibi olmanız gerekir.

Konu: Çözeltiler ve konsantrasyonları, dağılmış sistemler, elektrolitik ayrışma

Ders: KULLANIN. Tuzların, asitlerin, alkalilerin elektrolitik ayrışması. İyon değişim reaksiyonları. tuz hidrolizi

BEN. Sunulan 4 seçenekten birini doğru seçmek.

Soru	Bir yorum
A1. Güçlü elektrolitler şunlardır:	Tanım olarak, güçlü elektrolitler, sulu bir çözeltide tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. CO 2 ve O 2 güçlü elektrolitler olamaz. H 2 S zayıf bir elektrolittir. Doğru cevap 4.
A2. Yalnızca metal iyonlarına ve hidroksit iyonlarına ayrışan maddeler şunlardır: 1. asitler 2. alkaliler 4. amfoterik hidroksitler	Tanım olarak, sulu bir çözeltide ayrıştığında sadece hidroksit anyonları oluşturan bir bileşiğe baz denir. Bu tanım için sadece alkali ve amfoterik hidroksit uygundur. Ancak soruda, bileşiğin yalnızca metal katyonlara ve hidroksit anyonlarına ayrışması gerektiği anlaşılıyor. Amfoterik hidroksit aşamalı olarak ayrışır ve bu nedenle hidroksimetal iyonları çözelti halindedir. Doğru cevap 2.
A3. Değişim reaksiyonu, aşağıdakiler arasında suda çözünmeyen bir maddenin oluşmasıyla sona erer: 1. NaOH ve MgCl2 2. NaCl ve CuSO4 3. CaCO 3 ve HCI (çözelti)	Cevaplamak için bu denklemleri yazıp çözünürlük tablosuna bakarak ürünler arasında çözünmeyen maddeler var mı diye bakmanız gerekiyor. Bu birinci reaksiyonda magnezyum hidroksit Mg(OH)2 Doğru cevap 1.
A4. arasındaki reaksiyonda tam ve indirgenmiş iyonik formdaki tüm katsayıların toplamıFe(HAYIR 3 ) 2 +2 NaOHeşittir:	Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 moleküler Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - tam iyonik denklem, katsayıların toplamı 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ kısaltılmış iyonik, katsayıların toplamı 4'tür Doğru cevap 4.
A5. Kısaltılmış iyonik reaksiyon denklemi H + + OH - → H 2 O etkileşime karşılık gelir: 2. NaOH (Р-Р) + HNO3 3. Cu(OH)2 + HCI 4. CuO + H2S04	Bu kısaltılmış denklem, güçlü bir baz ile güçlü bir asit arasındaki etkileşimi yansıtır. Baz 2 ve 3 seçenekli olarak mevcuttur ancak Cu(OH)2 çözünmez bir bazdır. Doğru cevap 2.
A6. Çözeltiler boşaltıldığında iyon değiştirme reaksiyonu tamamlanmaya devam eder: 1. sodyum nitrat ve potasyum sülfat 2. potasyum sülfat ve hidroklorik asit 3. kalsiyum klorür ve gümüş nitrat 4. sodyum sülfat ve potasyum klorür	Her bir madde çifti arasındaki iyon değişim reaksiyonlarının nasıl gerçekleşeceğini yazalım. NaNO 3 + K 2 SO 4 →Na 2 SO 4 + KNO 3 K 2 SO 4 + HCI → H 2 SO 4 + KCl CaCl 2 +2AgNO 3 → 2AgCl↓ + Ca(NO 3) 2 Na2S04 + KCl → K2S04 + NaCl Çözünürlük tablosuna göre AgCl↓ olduğunu görüyoruz. Doğru cevap 3.
A7. Sulu bir çözeltide adım adım ayrışır:	Polibazik asitler, sulu bir çözelti içinde adım adım ayrışmaya uğrarlar. Bu maddelerden sadece H2S asittir. Doğru cevap 3.
A8. Reaksiyon denklemi CuCl 2 +2 KOH→ cu(Ah) 2 ↓+2 KCIkısaltılmış iyonik denkleme karşılık gelir: 1. СuCl2 + 2OH - → Cu2+ + 2OH - + 2Cl - 2. Сu 2+ +KOH→Cu(OH) 2 ↓+K + 3.Cl - +K + →KCI 4. Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓	Tam iyonik denklemi yazalım: Cu 2+ + 2Cl - + 2K + + 2OH - → Cu (OH) 2 ↓ + 2K + + 2Cl - Bağlanmamış iyonları hariç tutuyoruz, indirgenmiş iyonik denklemi elde ediyoruz Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Doğru cevap 4.
A9. Reaksiyon neredeyse tamamlanıyor: 1. Na2S04 + KCl→ 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO3 + NaOH → 4. Na2S04 + CuCl2 →	Varsayımsal iyon değişim reaksiyonlarını yazalım: Na2S04 + KCI → K2S04 + NaCl H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 ↓ + 2HCl KNO3 + NaOH → NaNO3 + KOH Na 2 S04 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2NaCl Çözünürlük tablosuna göre BaSO 4 ↓ görüyoruz. Doğru cevap 2.
A10. Bir çözümün nötr bir ortamı vardır: 2. (NH 4) 2 SO 4	Yalnızca güçlü bir baz ve güçlü bir asitten oluşan sulu tuz çözeltileri nötr bir ortama sahiptir. NaNO3, güçlü baz NaOH ve güçlü asit HNO3'ün oluşturduğu bir tuzdur. Doğru cevap 1.
A11. Toprağın asitliği, bir çözelti getirilerek artırılabilir:	Hangi tuzun ortamın asit reaksiyonunu vereceğini belirlemek gerekir. Güçlü bir asitten oluşan bir tuz olmalı ve zayıf baz. Bu NH4NO3'tür. Doğru cevap 1.
A12. Suda çözündüğünde hidroliz oluşur:	Sadece güçlü bir baz ve güçlü bir asit tarafından oluşturulan tuzlar hidrolize uğramazlar. Yukarıdaki tuzların tümü, güçlü asitlerin anyonlarını içerir. Sadece AlCl 3 zayıf bir baz katyon içerir. Doğru cevap 4.
A 13. Hidrolize uğramaz: 1. asetik asit 2. asetik asit etil ester 3. nişasta	bizde hidroliz var büyük önem v organik Kimya. Esterler, nişasta ve protein hidrolize uğrar. Doğru cevap 1.
A14. Hangi sayı moleküler denklemin bir parçasını gösterir? Kimyasal reaksiyon, çoklu iyonik denkleme karşılık gelen С sen 2+ +2 Ah - → cu(Ah) 2 ↓? 1. Cu(OH) 2 + HCI → 2. CuCO3 + H2SO4 → 3. CuO + HNO3 → 4. CuSO4 +KOH→	İndirgenmiş denkleme göre, bir bakır iyonu ve bir hidroksit iyonu içeren herhangi bir çözünür bileşiği almanız gerektiği sonucu çıkar. Yukarıdaki tüm bakır bileşiklerinden sadece CuS04 çözünür ve sadece sulu reaksiyonda OH- bulunur. Doğru cevap 4.
A15.Hangi maddeler kükürt oksit üretmek için reaksiyona girer?: 1. Na2S03 ve HCI 2. AgNO 3 ve K 2 SO 4 3. BaCO3 ve HNO3 4. Na2S ve HCI	İlk reaksiyonda, su ve kükürt okside (IV) ayrışan kararsız bir asit H2S03 elde edilir. Doğru cevap1.

III. Kısa cevaplı ve eşleştirmeli görevler.

1'DE. Gümüş nitrat ve sodyum hidroksit arasındaki reaksiyon için tam ve kısaltılmış iyonik denklemdeki tüm katsayıların toplamı ...	Reaksiyon denklemini yazalım: 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Tam iyonik denklem: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag2O↓+ 2Na + +2NO3 - +H2O Kısaltılmış iyonik denklem: 2Ag + +2OH - →Ag2O↓+H20 Doğru cevap: 20
2'DE. 1 mol potasyum hidroksitin 1 mol alüminyum hidroksit ile etkileşimi için tam bir iyonik denklem yapın. Denklemdeki iyon sayısını girin.	KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Tam iyonik denklem: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Doğru cevap: 4 iyon.
3'TE. Tuzun adı ile hidroliz ile ilişkisi arasında bir yazışma kurun: A) amonyum asetat 1. hidrolize olmaz B) baryum sülfit 2. katyona göre C) amonyum sülfit 3. anyon ile D) sodyum karbonat 4. katyon ve anyon ile	Soruyu cevaplamak için, bazın ve asidin bu tuzları oluşturduğu gücü analiz etmeniz gerekir. Doğru cevap A4 B3 C4 D3
4. Bir mol sodyum sülfat çözeltisi 6.02 içerir.sodyum iyonları. Tuzun ayrışma derecesini hesaplayınız.	Sodyum sülfatın elektrolitik ayrışması için denklemi yazalım: Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2- 0.5 mol sodyum sülfat iyonlarına ayrıştırılır.
5'te. Reaktifler ve kısaltılmış iyonik denklemler arasında bir yazışma kurun: 1. Ca (OH) 2 + HCI → A) NH4 + + OH - → NH3 + H20 2. NH 4 Cl + NaOH → B) Al 3+ + OH - → Al (OH) 3 ↓ 3. AlCl3 +KOH → B) H + +OH - →H20 4. BaCl2 + Na2S04 → D) Ba2+ + SO4 2- → BaSO4 ↓ Doğru cevap: C1 A2 B3 D4
6'DA. İndirgenmiş olana karşılık gelen tam iyonik denklemi yazın: İLEÖ 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 Ö. Moleküler ve tam iyonik denklemlerdeki katsayıların toplamını belirtin.	Herhangi bir çözünür karbonat ve herhangi bir çözünür güçlü asit almanız gerekir. Moleküler: Na2C03 + 2HCl → C02 + H20 + 2NaCl; Katsayıların toplamı 7'dir Tam iyonik: 2Na + + CO3 2- + 2H + + 2Cl - → CO2 + H20 + 2Na + + 2Cl -; Katsayıların toplamı 13

III.Ayrıntılı cevaplı ödevler

Soru