Щаблі дисоціації кислот. Теорія електролітичної дисоціації Взаємозв'язок між константою та ступенем дисоціації
Електролітична дисоціація- Це процес розпаду речовини (що є електролітом) зазвичай у воді на іони, які можуть вільно рухатися.
Кислоти у водних розчинах здатні дисоціювати на позитивно заряджені іони водню (H+) та негативно заряджені кислотні залишки (наприклад, Cl - , SO 4 2- , NO 3 -). Перші називають катіонами, другі – аніонами. Кислий смак розчинів усіх кислот обумовлений саме іонами водню.
Молекули полярні води. Своїми негативно зарядженими полюсами вони притягують себе атоми водню кислоти, тим часом інші молекули води притягують себе позитивно зарядженими полюсами кислотні залишки. Якщо молекулі кислоти зв'язок між воднем і кислотним залишком мало міцна, вона розривається, у своїй електрон атома водню залишається в кислотного залишку.
У розчинах сильних кислот багато молекул дисоціюють на іони. У слабких кислотах дисоціація протікає слабше, також поруч із нею протікає зворотний процес - асоціація - коли іони кислотного залишку і водню утворюють зв'язок, і знову виходить електронейтральна молекула кислоти. Тому в рівняннях дисоціації часто для сильних кислот використовують знак рівності або односпрямовану стрілку, а для слабких кислот - різноспрямовані стрілки, підкреслюючи тим самим, що йде в обидві сторони.
До сильних електролітів відносяться кислоти соляна (HCl), сірчана (H 2 SO 4), азотна (HNO 3) та ін. До слабких - фосфорна (H 3 PO 4), азотиста (HNO 2), кремнієва (H 2 SiO 3) та ін.
Молекула одноосновної кислоти (HCl, HNO 3 , HNO 2 та ін.) може дисоціювати лише на один іон водню та один іон кислотного залишку. Таким чином, їхня дисоціація завжди протікає в один щабель.
Молекули багатоосновних кислот (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 та ін) можуть дисоціювати в декілька ступенів. Спочатку від них відщеплюється один іон водню, в результаті залишається гідроаніон (наприклад, HSO 4 - гідросульфат-іон). Це перший щабель дисоціації. Далі може відщепитися другий іон водню, в результаті залишиться лише кислотний залишок (SO 4 2-). Це другий ступінь дисоціації.
Отже, число щаблів електролітичної дисоціації залежить від основності кислоти (кількості у ній атомів водню).
Найлегше дисоціація протікає по першому ступені. З кожним наступним щаблем дисоціація зменшується. Причина цього у тому, що з нейтральної молекули легше відірвати позитивно заряджений іон водню, ніж від негативно зарядженої. Після першого ступеня іони водню, що залишилися, сильніше притягуються до кислотного залишку, тому що на ньому виявляється більший негативний заряд.
За аналогією з кислотами на іони дисоціюють і основи. В даному випадку утворюються катіони металів та гідроксид-аніони (OH -). Залежно від кількості гідроксид-груп у молекулах основ дисоціація також може відбуватися у кілька ступенів.
Теорію електролітичної дисоціаціїзапропонував шведський вчений С. Арреніус у 1887 році.
Електролітична дисоціація- це розпад молекул електроліту з утворенням у розчині позитивно заряджених (катіонів) та негативно заряджених (аніонів) іонів.
Наприклад, оцтова кислота дисоціює так у водному розчині:
CH 3 COOH⇄H + CH 3 COO - .
Дисоціація ставиться до оборотних процесів. Але різні електроліти дисоціюють по-різному. Ступінь залежить від природи електроліту, його концентрації, природи розчинника, зовнішніх умов (температури, тиску).
Ступінь дисоціації α -відношення числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул:
α=v'(x)/v(x).
Ступінь може змінюватись від 0 до 1 (від відсутності дисоціації до її повного завершення). Позначається у відсотках. Визначається експериментальним шляхом. При дисоціації електроліту відбувається збільшення кількості частинок у розчині. Ступінь дисоціації показує силу електроліту.
Розрізняють сильніі слабкі електроліти.
Сильні електроліти- це електроліти, ступінь дисоціації якої перевищує 30%.
Електроліти середньої сили- це ті, ступінь дисоціації якої ділить у межах від 3% до 30%.
Слабкі електроліти- Ступінь дисоціації у водному 0,1 М розчині менше 3%.
Приклади слабких та сильних електролітів.
Сильні електроліти в розведених розчинах повністю розпадаються на іони, тобто. α = 1. Але експерименти показують, що дисоціація не може дорівнювати 1, вона має наближене значення, але не дорівнює 1. Це не справжня дисоціація, а здається.
Наприклад, нехай у деякої сполуки α = 0,7. Тобто. за теорією Арреніуса в розчині «плаває» 30% молекул, що не продісоціювали. А 70% утворили вільні іони. А електролстатична теорія дає інше визначення цього поняття: якщо α = 0,7, то всі молекули дисоційовані на іони, але іони вільні лише на 70%, а 30%, що залишилися, - пов'язані електростатичними взаємодіями.
Здається ступінь дисоціації.
Ступінь дисоціації залежить не тільки від природи розчинника і речовини, що розчиняється, але і від концентрації розчину і температури.
Рівняння дисоціації можна подати у такому вигляді:
AK ⇄ A- + K + .
І ступінь дисоціації можна виразити так:
Зі збільшенням концентрації розчину ступінь дисоціації електроліту падає. Тобто. значення ступеня для конкретного електроліту перестав бути величиною постійної.
Оскільки дисоціація - процес оборотний, то рівняння швидкостей реакції можна записати так:
Якщо дисоціація рівноважна, то швидкості дорівнюють і в результаті отримуємо константу рівноваги(Константу дисоціації):
До залежить від природи розчинника та від температури, але не залежить від концентрації розчинів. З рівняння видно, що чим більше недисоційованих молекул, тим менша величина константи дисоціації електроліту.
Багатоосновні кислотидисоціюють ступінчасто, і кожен ступінь має значення константи дисоціації.
Якщо дисоціює багатоосновна кислота, то найлегше відщеплюється перший протон, а при зростанні заряду аніону, тяжіння зростає, і тому протон відщеплюється набагато важче. Наприклад,
Константи дисоціації ортофосфорної кислоти на кожному щаблі повинні сильно відрізнятися:
I - стадія:
II - стадія:
III – стадія:
На першому ступені ортофосфорна кислота - кислота середньої сили, а другий - слабка, на третій - дуже слабка.
Приклади констант рівноваги деяких розчинів електролітів.
Розглянемо приклад:
Якщо розчин, в якому містяться іони срібла внести металеву мідь, то в момент рівноваги, концентрація іонів міді повинна бути більше, ніж концентрація срібла.
Але константа має низьке значення:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Що говорить про те, що на момент досягнення рівноваги розчинилося дуже мало хлориду срібла.
Концентрація металевої міді та срібла введена в константу рівноваги.
Іонний добуток води.
У наведеній таблиці є дані:
Цю константу називають іонним витвіром води, яке залежить лише від температури. Згідно з дисоціацією на 1 іон Н + припадає один гідроксид-іон. У чистій воді концентрація цих іонів однакова: [ H + ] = [OH - ].
Звідси, [ H + ] = [OH-] = = 10-7 моль/л.
Якщо додати у воду сторонню речовину, наприклад, хлороводневу кислоту, то концентрація іонів водню зросте, але іонний добуток води від концентрації не залежить.
А якщо додати луг, то збільшиться концентрація іонів, а кількість водню знизиться.
Концентрація і взаємопов'язані: що більше одна величина, то менша інша.
Кислотність розчину (рН).
Кислотність розчинів зазвичай виражається концентрацією іонів Н+.У кислих середовищах рН<10 -7 моль/л, в нейтральных - рН= 10 -7 моль/л, у лужних - рН> 10 -7 моль/л.
Кислотність розчину виражають через негативний логарифм концентрації іонів водню, називаючи її рН.
рН = -lg[ H + ].
Взаємозв'язок між константою та ступенем дисоціації.
Розглянемо приклад дисоціації оцтової кислоти:
Знайдемо константу:
Молярна концентрація З=1/V, Підставимо в рівняння і отримаємо:
Ці рівняння є законом розведення В. Оствальда, згідно з яким константа дисоціації електроліту не залежить від розведення розчину.
При дисоціації кислот роль катіонів грають іони водню(H +), інших катіонів при дисоціації кислот не утворюється:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Саме іони водню надають кислотам їх характерних властивостей: кислий смак, фарбування індикатора в червоний колір та ін.
Негативні іони (аніони), що відщеплюються від молекули кислоти, складають кислотний залишок.
Однією з характеристик дисоціації кислот є їх основність - число іонів водню, що містяться в молекулі кислоти, які можуть утворюватися при дисоціації:
- одноосновні кислоти: HCl, HF, HNO 3;
- двоосновні кислоти: H 2 SO 4 , H 2 CO 3 ;
- триосновні кислоти: H 3 PO 4 .
Процес відщеплення катіонів водню в багатоосновних кислотах відбувається східчасто: спочатку відщеплюється один іон водню, потім інший (третій).
Ступінчаста дисоціація двоосновної кислоти:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Ступінчаста дисоціація триосновної кислоти:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
При дисоціації багатоосновних кислот найвищий ступінь дисоціації посідає перший щабель. Наприклад, при дисоціації фосфорної кислоти ступінь дисоціації першого ступеня дорівнює 27%; другий – 0,15%; третьої – 0,005%.
Дисоціація основ
При дисоціації основ роль аніонів відіграють гідроксид-іони(ОH -), інших аніонів при дисоціації основ не утворюється:
NaOH ↔ Na + + OH -
Кислотність основи визначається кількістю гідроксид-іонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули основи:
- однокислотні основи – KOH, NaOH;
- двокислотні основи - Ca(OH) 2 ;
- трикислотні основи - Al(OH) 3 .
Багатокислотні основи дисоціюють, за аналогією з кислотами, також ступінчасто - на кожному етапі відщеплюється по одному гідроксид-іону:
Деякі речовини, залежно від умов, можуть виступати як у ролі кислот (дисоціювати з відщепленням катіонів водню), так і в ролі основ (дисоціювати з відщепленням гідроксид-іонів). Такі речовини називаються амфотерними(Див. Кислотно-основні реакції).
Дисоціація Zn(OH) 2 як основи:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Дисоціація Zn(OH) 2 як кислоти:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Дисоціація солей
Солі дисоціюють у воді на аніони кислотних залишків та катіони металів (або інших сполук).
Класифікація дисоціації солей:
- Нормальні (середні) солівиходять повним одночасним заміщенням всіх атомів водню в кислоті на атоми металу - це сильні електроліти, що повністю дисоціюють у воді з утворенням катоїнів металу та однокислотного залишку: NaNO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 , K 3 PO 4 .
- Кислі солімістять у своєму складі крім атомів металу та кислотного залишку, ще один (кілька) атомів водню - дисоціюють ступінчасто з утворенням катіонів металу, аніонів кислотного залишку та катіону водню: NaHCO 3 , KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4 .
- Основні солімістять у своєму складі крім атомів металу та кислотного залишку, ще одну (кілька) гідроксильних груп - дисоціюють з утворенням катіонів металу, аніонів кислотного залишку та гідроксид-іону: (CuOH) 2 CO 3 , Mg(OH)Cl.
- Подвійні солівиходять одночасним заміщенням атомів водню в кислоті атоми різних металів: KAl(SO 4) 2 .
- Змішані солідисоціюють на катіони металу та аніони кількох кислотних залишків: CaClBr.
Водні розчини деяких речовин є провідниками електричного струму. Ці речовини належать до електролітів. Електролітами є кислоти, основи та солі, розплави деяких речовин.
ВИЗНАЧЕННЯ
Процес розпаду електролітів на іони у водних розчинах та розплавах під дією електричного струму називається електролітичною дисоціацією.
Розчини деяких речовин у воді не проводять електричного струму. Такі речовини називають неелектроліт. До них відносяться багато органічних сполук, наприклад цукор та спирти.
Теорія електролітичної дисоціації
Теорія електролітичної дисоціації була сформульована шведським ученим С. Арреніусом (1887). Основні положення теорії С. Арреніуса:
- електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені іони;
- під дією електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до катода (катіони), а негативно заряджені - до анода (аніони);
- дисоціація - оборотний процес
КА ↔ К++ А −
Механізм електролітичної дисоціації полягає в іон-дипольній взаємодії між іонами та диполями води (рис. 1).
Рис. 1. Електролітична дисоціація розчину хлориду натрію
Найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язком. Аналогічно дисоціація протікає у молекул, утворених на кшталт полярного ковалентного зв'язку (характер взаємодії – диполь-дипольний).
Дисоціація кислот, основ, солей
При дисоціації кислот завжди утворюються іони водню (H+), а точніше – гідроксонію (H3O+), які відповідають за властивості кислот (кислий смак, дія індикаторів, взаємодія з основами тощо).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
При дисоціації основ завжди утворюються гідроксид-іони водню (OH −), відповідальні за властивості основ (зміна забарвлення індикаторів, взаємодія з кислотами тощо).
NaOH ↔ Na + + OH −
Солі – це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів (або катіон амонію NH 4+) та аніони кислотних залишків.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −
Багатоосновні кислоти та основи дисоціюють східчасто.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I ступінь)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II ступінь)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I ступінь)
+ ↔ Ca 2+ + OH −
Ступінь дисоціації
Серед електролітів розрізняють слабкі та сильні розчини. Щоб охарактеризувати цей захід існує поняття та величина ступеня дисоціації (). Ступінь дисоціації – відношення числа молекул, що продісоціювали на іони до загального числа молекул. часто виражають у %.
До слабких електролітів відносяться речовини, у яких децимолярному розчині (0,1 моль/л) ступінь дисоціації менше 3%. До сильних електролітів належать речовини, у яких децимолярному розчині (0,1 моль/л) ступінь дисоціації більше 3%. Розчини сильних електролітів не містять молекул, що не продісоціювали, а процес асоціації (об'єднання) призводить до утворення гідратованих іонів та іонних пар.
На ступінь дисоціації мають особливий вплив природа розчинника, природа розчиненої речовини, температура (у сильних електролітів з підвищенням температури ступінь дисоціації знижується, а у слабких - проходить через максимум в області температур 60 o С), концентрація розчинів, введення в розчин однойменних іонів.
Амфотерні електроліти
Існують електроліти, які при дисоціації утворюють і H + і OH − іони. Такі електроліти називають амфотерними, наприклад: Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 і т.д.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Іонні рівняння реакцій
Реакції у водних розчинах електролітів – це реакції між іонами – іонні реакції, які записують за допомогою іонних рівнянь у молекулярній, повній іонній та скороченій іонній формах. Наприклад:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (молекулярна форма)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (повна іонна форма)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (скорочена іонна форма)
Водневий показник pH
Вода – слабкий електроліт, тому процес дисоціації протікає незначною мірою.
H 2 O ↔ H + + OH −
До будь-якої рівноваги можна застосувати закон мас і записати вираз для константи рівноваги:
K = /
Рівноважна концентрація води – величина стала, отже.
K = = K W
Кислотність (основність) водного розчину зручно виражати через десятковий логарифм молярної концентрації іонів водню, взятий із зворотним знаком. Ця величина називається водневим показником (рН).
ЄДІ. Електролітична дисоціація солей, кислот, лугів. Реакція іонного обміну. Гідроліз солей
Розчини та їх концентрація, дисперсні системи, електролітична дисоціація, гідроліз
На уроці ви зможете перевірити свої знання на тему «ЄДІ. Електролітична дисоціація солей, кислот, лугів. Реакція іонного обміну. Гідроліз солей». Ви розглянете розв'язання задач з ЄДІ групи А, В та С на різні теми: «Розчини та їх концентрації», «Електролітична дисоціація», «Реакції іонного обміну та гідроліз». Для вирішення цих завдань, крім знання тем, що розглядаються, також потрібно вміти користуватися таблицею розчинності речовин, знати метод електронного балансу і мати уявлення про оборотність і незворотність реакцій.
Тема: Розчини та їх концентрація, дисперсні системи, електролітична дисоціація
Урок: ЄДІ. Електролітична дисоціація солей, кислот, лугів. Реакція іонного обміну. Гідроліз солей
I. Вибір одного правильного варіанта із 4 запропонованих.
|
Питання |
Коментар |
|
А1. Сильними електролітами є: |
За визначенням, сильні електроліти – це речовини, які у водному розчині повністю розпадаються на іони. 2 і 2 сильними електролітами бути не можуть. Н 2 S – слабкий електроліт. Правильна відповідь 4. |
|
А2. Речовами, які дисоціюють тільки на іони металу та гідроксид іони, є: 1. кислотами 2. лугами 4. амфотерними гідроксидами |
За визначенням, з'єднання, яке при дисоціації у водному розчині утворює тільки гідроксид-аніони, називається основою. Під дане визначення підходить лише луг та амфотерний гідроксид. Але в питанні звучить, що з'єднання має дисоціювати лише на катіони металу та гідроксид-аніони. Амфотерний гідроксид дисоціює ступінчасто, і тому в розчині іони гідроксометалу. Правильна відповідь 2. |
|
А3. Реакція обміну відбувається до кінця з утворенням нерозчинної у воді речовини між: 1. NaOH та MgCl 2 2. NaCl та CuSO 4 3. CaCO 3 та HCl (р-р) |
Для відповіді потрібно написати ці рівняння та подивитися в таблиці розчинності, чи є серед продуктів нерозчинні речовини. Це в першій реакції гідроксид магнію Mg(OH) 2 Правильна відповідь 1. |
|
А4. Сума всіх коефіцієнтів у повному та скороченому іонному вигляді у реакції міжFe(NO 3 ) 2 +2 NaOHдорівнює: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 молекулярне Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - повне іонне рівняння, сума коефіцієнтів дорівнює 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ скорочене іонне, сума коефіцієнтів дорівнює 4 Правильна відповідь 4. |
|
А5. Скорочене іонне рівняння реакції Н + +ОН - →Н 2 Про відповідає взаємодії: 2. NaOH (Р-Р) + HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4 |
Це скорочене рівняння відображає взаємодію між сильною основою та сильною кислотою. Основа є в 2 і 3 варіантах, але Cu(OH) 2 - це нерозчинна основа Правильна відповідь 2. |
|
А6. Реакція іонного обміну протікає до кінця при зливанні розчинів: 1. нітрату натрію та сульфату калію 2. сульфату калію та соляної кислоти 3. хлориду кальцію та нітрату срібла 4. сульфату натрію та хлориду калію |
Напишемо, як повинні були б проходити реакції іонного обміну між кожною парою речовин. 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 За таблицею розчинності бачимо, що AgCl Правильна відповідь 3. |
|
А7. У водному розчині ступінчасто дисоціює: |
Ступінчастої дисоціації у водному розчині піддаються багатоосновні кислоти. Серед зазначених речовин кислотою є лише Н2S. Правильна відповідь 3. |
|
А8. Рівняння реакції СuCl 2 +2 KOH→ Cu(OH) 2 ↓+2 KClвідповідає скорочене іооне рівняння: 1. СуCl 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 ↓ |
Напишемо повне іонне рівняння: Сu 2+ +2Cl - +2К + +2OH - → Cu(OH) 2 ↓+2K + +2Cl - Виключаємо незв'язані іони, отримуємо скорочене іонне рівняння Сu 2+ +2OH -Cu(OH) 2 ↓ Правильна відповідь 4. |
|
А9. Практично до кінця йде реакція: 1. Na 2 SO 4 + KCl→ 2. Н 2 SO 4 + ВаCl 2 → 3. КNO 3 +NaOH→ 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Напишемо ймовірні реакції іонного обміну: Na 2 SO 4 + KCl→ До 2 SO 4 + Na Cl Н 2 SO 4 + Cl 2 → SO 4 ↓ + 2НCl КNO 3 + NaOH → NaNO 3 + KOH Na 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2NaCl По таблиці розчинності бачимо SO 4 ↓ Правильна відповідь 2. |
|
А10. Нейтральне середовище має розчин: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Нейтральне середовище мають лише водні розчини солей, утворених сильною основою та сильною кислотою. NaNO3 - це сіль, утворена сильною основою NaOH та сильною кислотою HNO 3. Правильна відповідь 1. |
|
А11. Кислотність ґрунту можна збільшити введенням розчину: |
Потрібно визначити, яка сіль даватиме кислу реакцію середовища. Це має бути сіль, утворена сильною кислотою та слабкою основою. Це NH4NO3. Правильна відповідь 1. |
|
А12. Гідроліз протікає при розчиненні у воді: |
Гідролізу не піддаються лише солі, утворені сильною основою та сильною кислотою. В усіх наведених солях містяться аніони сильних кислот. Тільки AlCl 3 містить катіон слабкої основи. Правильна відповідь 4. |
|
А 13. Гідроліз не піддається: 1. оцтова кислота 2. етиловий ефір оцтової кислоти 3. крохмаль |
Гідроліз маємо велике значенняв органічної хімії. Ефіри, крохмаль та білок піддаються гідролізу. Правильна відповідь 1. |
|
А14. Якою цифрою позначено фрагмент молекулярного рівняння хімічної реакції, що відповідає кратному іонному рівнянню С u 2+ +2 OH - → Cu(OH) 2 ↓? 1. Cu(OH) 2 + HCl→ 2. CuCO 3 + H 2 SO 4 → 3. CuO + HNO 3 → 4. CuSO 4 +KOH→ |
За скороченим рівнянням слід, що потрібно взяти будь-яку розчинну сполуку, що містить іон міді та гідроксид-іон. З усіх наведених сполук міді тільки CuSO 4 розчинний, і тільки водної реакції є ВІН - . Правильна відповідь 4. |
|
А15.При взаємодії яких речовин виділиться оксид сірки: 1. Na 2 SO 3 та HCl 2. AgNO 3 та K 2 SO 4 3. BaCO 3 та HNO 3 4. Na 2 S та HCl |
У першій реакції виходить нестійка кислота Н 2 SO 3 яка розпадається на воду і оксид сірки (IV) Правильну відповідь1.
|
II. Завдання з короткою відповіддю та на відповідність.
|
В 1. Загальна сума всіх коефіцієнтів у повному та скороченому іонному рівнянні реакції між нітратом срібла та гідроксидом натрію дорівнює… |
Напишемо рівняння реакції: 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Повне іонне рівняння: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Скорочене іонне рівняння: 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O Правильна відповідь: 20 |
|
В 2. Складіть повне іонне рівняння взаємодії 1 моль гідроксиду калію з 1 моль гідроксиду алюмінію. Вкажіть кількість іонів у рівнянні. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Повне іонне рівняння: К + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Правильна відповідь: 4 іони. |
|
У 3. Встановіть відповідність між назвою солі та ставленням її до гідролізу: а) ацетат амонію 1. не гідролізується Б) сульфід барію 2. по катіону В) сульфід амонію 3. по аніону Г) карбонат натрію 4. по катіону та аніону |
Для відповіді питання потрібно проаналізувати, якими за силою основою і кислотою утворені ці солі. Правильна відповідь А4 Б3 В4 Г3 |
|
В 4. Розчин одного моль сульфату натрію містить 6,02іонів натрію. Розрахуйте ступінь дисоціації солі. |
Напишемо рівняння електролітичної дисоціації сульфату натрію: Na 2 SО 4 ↔ 2Na + +SО 4 2- Розпалося на іони 0,5моль сульфату натрію. |
|
В 5. Встановіть відповідність між реагентами та скороченими іонними рівняннями: 1. Сa(OH) 2 +HCl → A)NH 4 + +OH - →NH 3 +H 2 O 2. NH 4 Cl+NaOH → Б) Al 3+ + OH - → Al(OH) 3 ↓ 3. AlCl 3 +KOH → B) H + +OH - →H 2 O 4. BaCl 2 +Na 2 SO 4 → Г) Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓ Правильна відповідь: В1 А2 Б3 Г4 |
|
|
О 6. Складіть повне іонне рівняння, що відповідає скороченому: ЗO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Вкажіть суму коефіцієнтів у молекулярному та повному іонному рівнянні. |
Потрібно взяти будь-який розчинний карбонат та будь-яку розчинну сильну кислоту. Молекулярне: Na 2 CO 3 +2HCl→ CO 2 +H 2 O +2NaCl; Повне іонне: 2Na + +С 3 2- +2H + +2Cl - → CO 2 +H 2 O +2Na + +2Cl - ; |
III. Завдання з розгорнутою відповіддю
|
Питання |