Bei der Erstellung ionischer Gleichungen sollte man sich daran orientieren, dass die Formeln von schwer dissoziierenden, unlöslichen und gasförmigen Stoffen in molekularer Form geschrieben sind. Fällt ein Stoff aus, dann steht, wie Sie bereits wissen, neben seiner Formel ein nach unten gerichteter Pfeil (↓), und wenn bei der Reaktion ein gasförmiger Stoff freigesetzt wird, steht neben seiner Formel ein nach oben gerichteter Pfeil ().

Wenn zum Beispiel eine Lösung von Bariumchlorid BaCl 2 zu einer Lösung von Natriumsulfat Na 2 SO 4 gegeben wird (Abb. 132), dann bildet sich als Ergebnis der Reaktion ein weißer Niederschlag von Bariumsulfat BaSO 4 . Wir schreiben die molekulare Reaktionsgleichung:

Reis. 132.
Reaktion zwischen Natriumsulfat und Bariumchlorid

Wir schreiben diese Gleichung um, indem wir starke Elektrolyte als Ionen darstellen und diejenigen, die die Reaktionssphäre als Moleküle verlassen:

Damit haben wir die vollständige ionische Reaktionsgleichung aufgeschrieben. Wenn wir identische Ionen von beiden Seiten der Gleichung ausschließen, d. h. Ionen, die nicht an der Reaktion teilnehmen (2Na + und 2Cl - im linken und rechten Teil der Gleichung), erhalten wir die reduzierte ionische Reaktionsgleichung:

Diese Gleichung zeigt, dass die Essenz der Reaktion auf die Wechselwirkung von Bariumionen Ba 2+ und Sulfationen reduziert wird, wodurch ein BaSO 4 -Niederschlag gebildet wird. Dabei spielt es keine Rolle, welche Elektrolyte diese Ionen vor der Reaktion enthielten. Eine ähnliche Wechselwirkung kann auch zwischen K 2 SO 4 und Ba(NO 3 ) 2 , H 2 SO 4 und BaCl 2 beobachtet werden.

Laborversuch Nr. 17
Wechselwirkung von Lösungen von Natriumchlorid und Silbernitrat

Zu 1 ml Kochsalzlösung in einem Reagenzglas einige Tropfen Silbernitratlösung mit einer Pipette zugeben. Was guckst du? Schreiben Sie die Molekül- und Ionengleichungen der Reaktion auf. Entsprechend der abgekürzten Ionengleichung bieten sich mehrere Möglichkeiten, eine solche Reaktion mit anderen Elektrolyten durchzuführen. Schreiben Sie die molekularen Gleichungen der durchgeführten Reaktionen auf.

Abgekürzte Ionengleichungen sind also Gleichungen in allgemeiner Form, die das Wesen einer chemischen Reaktion charakterisieren und zeigen, welche Ionen reagieren und welcher Stoff dabei entsteht.

Reis. 133.
Reaktion zwischen Salpetersäure und Natriumhydroxid

Wenn ein Überschuss an Salpetersäurelösung (Abb. 133) zu einer durch Phenolphthalein purpurrot gefärbten Natriumhydroxidlösung gegeben wird, wird die Lösung farblos, was als Signal für das Auftreten einer chemischen Reaktion dient:

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O.

Die vollständige Ionengleichung für diese Reaktion lautet:

Na + + OH – + H + + NO 3 = Na + + NO – 3 + H 2 O.

Da aber die Na + - und NO - 3 -Ionen in der Lösung unverändert bleiben, können sie nicht geschrieben werden, und schließlich wird die abgekürzte Ionenreaktionsgleichung wie folgt geschrieben:

H + + OH - \u003d H 2 O.

Es zeigt, dass die Wechselwirkung einer starken Säure und einer Lauge auf die Wechselwirkung von H + -Ionen und OH - -Ionen reduziert wird, wodurch eine schwach dissoziierende Substanz gebildet wird - Wasser.

Eine solche Austauschreaktion kann nicht nur zwischen Säuren und Laugen stattfinden, sondern auch zwischen Säuren und unlöslichen Basen. Wenn Sie beispielsweise einen blauen Niederschlag von unlöslichem Kupfer(II)-hydroxid erhalten, indem Sie Kupfer(II)-sulfat mit Alkali reagieren (Abb. 134):

Dann teile den entstandenen Niederschlag in drei Teile und gib dem Niederschlag im ersten Reagenzglas eine Lösung von Schwefelsäure, dem Niederschlag im zweiten Reagenzglas Salzsäure und dem Niederschlag im dritten Reagenzglas eine Lösung von Salpetersäure hinzu , dann löst sich der Niederschlag in allen drei Reagenzgläsern auf (Abb. 135) .

Reis. 135.
Die Wechselwirkung von Kupfer(II)hydroxid mit Säuren:
a - Schwefelsäure; b - Salz; in - Stickstoff

Dies bedeutet, dass in allen Fällen eine chemische Reaktion stattgefunden hat, deren Essenz durch dieselbe Ionengleichung wiedergegeben wird.

Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O.

Um dies zu überprüfen, schreiben Sie die molekularen, vollständigen und abgekürzten Ionengleichungen der obigen Reaktionen auf.

Laborversuch Nr. 18
Gewinnung von unlöslichem Hydroxid und dessen Wechselwirkung mit Säuren

Gießen Sie 1 ml Eisen(III)-chlorid- oder -sulfatlösung in drei Reagenzgläser. Gießen Sie 1 ml Alkalilösung in jedes Reagenzglas. Was guckst du? Geben Sie dann jeweils Lösungen von Schwefel-, Salpeter- und Salzsäure in die Reagenzgläser, bis der Niederschlag verschwindet. Schreiben Sie die Molekül- und Ionengleichungen der Reaktion auf.

Schlagen Sie mehrere Möglichkeiten vor, eine solche Reaktion mit anderen Elektrolyten durchzuführen. Schreiben Sie die molekularen Gleichungen für die vorgeschlagenen Reaktionen auf.

Betrachten Sie ionische Reaktionen, die unter Gasbildung ablaufen.

Gießen Sie 2 ml Natriumcarbonat- und Kaliumcarbonatlösungen in zwei Reagenzgläser. Gießen Sie dann Salzsäure in die erste und eine Lösung von Salpetersäure in die zweite (Abb. 136). In beiden Fällen werden wir aufgrund des freigesetzten Kohlendioxids ein charakteristisches „Sieden“ bemerken.

Reis. 136.
Wechselwirkung löslicher Carbonate:
a - mit Salzsäure; b - mit Salpetersäure

Schreiben wir die molekularen und ionischen Reaktionsgleichungen für den ersten Fall:

Reaktionen, die in Elektrolytlösungen auftreten, werden mit Ionengleichungen geschrieben. Diese Reaktionen werden Ionenaustauschreaktionen genannt, da Elektrolyte ihre Ionen in Lösung austauschen. Somit können zwei Schlussfolgerungen gezogen werden.

Schlüsselwörter und Phrasen

1. Molekulare und ionische Reaktionsgleichungen.
2. Ionenaustauschreaktionen.
3. Neutralisationsreaktionen.

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Fragen und Aufgaben

Gleichen Sie die vollständige molekulare Gleichung aus. Vor dem Schreiben der Ionengleichung muss die ursprüngliche Molekülgleichung ausgeglichen werden. Dazu müssen den Verbindungen die entsprechenden Koeffizienten vorangestellt werden, sodass die Anzahl der Atome jedes Elements auf der linken Seite gleich ihrer Anzahl auf der rechten Seite der Gleichung ist.

• Notieren Sie die Anzahl der Atome jedes Elements auf beiden Seiten der Gleichung.
• Fügen Sie vor den Elementen (außer Sauerstoff und Wasserstoff) Koeffizienten hinzu, sodass die Anzahl der Atome jedes Elements auf der linken und rechten Seite der Gleichung gleich ist.
• Gleichen Sie die Wasserstoffatome aus.
• Gleichen Sie die Sauerstoffatome aus.
• Zähle die Anzahl der Atome jedes Elements auf beiden Seiten der Gleichung und vergewissere dich, dass sie gleich sind.
• Zum Beispiel erhalten wir nach Ausgleichen der Gleichung Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Bestimmen Sie den Zustand jeder Substanz, die an der Reaktion teilnimmt. Oft kann dies anhand des Zustands des Problems beurteilt werden. Es gibt bestimmte Regeln, die dabei helfen zu bestimmen, in welchem ​​Zustand sich ein Element oder eine Verbindung befindet.

Bestimmen Sie, welche Verbindungen in Lösung dissoziieren (sich in Kationen und Anionen trennen). Während der Dissoziation zerfällt die Verbindung in positive (Kation) und negative (Anion) Komponenten. Diese Komponenten gehen dann in die Ionengleichung der chemischen Reaktion ein.

Berechnen Sie die Ladung jedes dissoziierten Ions. Denken Sie dabei daran, dass Metalle positiv geladene Kationen bilden und Nichtmetallatome sich in negative Anionen verwandeln. Bestimmen Sie die Ladungen der Elemente nach dem Periodensystem. Es ist auch notwendig, alle Ladungen in neutralen Verbindungen auszugleichen.

Schreiben Sie die Gleichung so um, dass alle löslichen Verbindungen in einzelne Ionen getrennt werden. Alles, was dissoziiert oder ionisiert (z. B. starke Säuren), wird in zwei separate Ionen gespalten. In diesem Fall bleibt die Substanz in einem gelösten Zustand ( rr). Überprüfen Sie, ob die Gleichung ausgeglichen ist.

• Feststoffe, Flüssigkeiten, Gase, schwache Säuren und ionische Verbindungen mit geringer Löslichkeit ändern ihren Zustand nicht und trennen sich nicht in Ionen. Lass sie so wie sie sind.
• Molekulare Verbindungen lösen sich einfach in Lösung auf und ihr Zustand ändert sich in gelöst ( rr). Es gibt drei molekulare Verbindungen, die nicht gehe zum Zustand ( rr), das ist CH 4( G), C3H8( G) und C 8 H 18 ( und) .
• Für die betrachtete Reaktion kann die vollständige Ionengleichung in folgender Form geschrieben werden: 2Cr ( Fernseher) + 3Ni 2+ ( rr) + 6Cl - ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 6Cl - ( rr) + 3Ni ( Fernseher) . Wenn Chlor nicht in der Verbindung ist, zerfällt es in einzelne Atome, also multiplizieren wir die Anzahl der Cl-Ionen mit 6 auf beiden Seiten der Gleichung.

Löschen Sie die gleichen Ionen auf der linken und rechten Seite der Gleichung. Sie können nur die Ionen streichen, die auf beiden Seiten der Gleichung völlig identisch sind (gleiche Ladungen, Indizes usw. haben). Schreiben Sie die Gleichung ohne diese Ionen um.

• In unserem Beispiel enthalten beide Seiten der Gleichung 6 Cl - -Ionen, die durchgestrichen werden können. So erhalten wir eine kurze Ionengleichung: 2Cr ( Fernseher) + 3Ni 2+ ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 3Ni ( Fernseher) .
• Überprüfen Sie das Ergebnis. Die Gesamtladungen der linken und rechten Seite der Ionengleichung müssen gleich sein.

Da Elektrolyte in Lösung in Form von Ionen vorliegen, sind die Reaktionen zwischen Lösungen von Salzen, Basen und Säuren Reaktionen zwischen Ionen, d.h. ionische Reaktionen. Einige der an der Reaktion beteiligten Ionen führen zur Bildung neuer Stoffe (leicht dissoziierende Stoffe, Niederschläge, Gase, Wasser), während andere Ionen, die in der Lösung vorhanden sind, keine neuen Stoffe ergeben, sondern in der Lösung verbleiben . Um zu zeigen, welche Wechselwirkung von Ionen zur Bildung neuer Stoffe führt, werden molekulare, vollständige und kurze ionische Gleichungen aufgestellt.

BEI Molekulare Gleichungen Alle Substanzen werden als Moleküle dargestellt. Vervollständige ionische Gleichungen zeigen die gesamte Liste der Ionen, die während einer bestimmten Reaktion in Lösung vorhanden sind. Kurze ionische Gleichungen bestehen nur aus solchen Ionen, deren Wechselwirkung zur Bildung neuer Stoffe führt (leicht dissoziierende Stoffe, Niederschläge, Gase, Wasser).

Bei der Zusammenstellung ionischer Reaktionen ist zu beachten, dass Substanzen leicht dissoziiert (schwache Elektrolyte), leicht – und schwerlöslich (ausfallende – „ H”, “M“, siehe Anhang‚ Tabelle 4) und gasförmig werden in Form von Molekülen geschrieben. Starke Elektrolyte, fast vollständig dissoziiert, liegen in Form von Ionen vor. Das Zeichen „↓“ hinter der Formel eines Stoffes zeigt an, dass dieser Stoff in Form eines Niederschlags aus der Reaktionskugel entfernt wird, und das Zeichen „↓“, dass ein Stoff in Form eines Gases entfernt wird.

Das Verfahren zum Zusammenstellen ionischer Gleichungen aus bekannten molekularen Gleichungen Betrachten Sie das Beispiel der Reaktion zwischen Lösungen von Na 2 CO 3 und HCl.

1. Die Reaktionsgleichung wird in molekularer Form geschrieben:

Na 2 CO 3 + 2 HCl → 2 NaCl + H 2 CO 3

2. Die Gleichung wird in Ionenform umgeschrieben, während gut dissoziierende Substanzen in Form von Ionen geschrieben werden und schlecht dissoziierende Substanzen (einschließlich Wasser), Gase oder schwerlösliche Substanzen in Form von Molekülen geschrieben werden. Der Koeffizient vor der Formel einer Substanz in der Molekulargleichung gilt gleichermaßen für jedes der Ionen, aus denen die Substanz besteht, und wird daher in der Ionengleichung vor dem Ion herausgenommen:

2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl -<=>2Na + + 2Cl – + CO 2 + H 2 O

3. Von beiden Teilen der Gleichheit werden Ionen, die im linken und rechten Teil vorkommen, ausgeschlossen (reduziert) (unterstrichen durch die entsprechenden Striche):

2Na++ CO 3 2- + 2H + + 2Cl-<=> 2Na+ + 2Cl-+ CO 2 + H 2 O

4. Die Ionengleichung wird in ihrer endgültigen Form geschrieben (kurz Ionengleichung):

2H + + CO 3 2-<=>CO 2 + H 2 O

Wenn im Laufe der Reaktion und / oder leicht dissoziierte und / oder schwer lösliche und / oder gasförmige Substanzen und / oder Wasser gebildet werden und solche Verbindungen in den Ausgangsstoffen fehlen, wird die Reaktion praktisch irreversibel sein ( →), und dafür ist es möglich, eine molekulare, vollständige und kurze Ionengleichung aufzustellen. Wenn solche Substanzen sowohl in den Edukten als auch in den Produkten vorhanden sind, ist die Reaktion reversibel (<=>):

molekulare Gleichung: CaCO 3 + 2 HCl<=>CaCl 2 + H 2 O + CO 2

Vollständige Ionengleichung: CaCO 3 + 2H + + 2Cl -<=>Ca 2+ + 2Cl – + H 2 O + CO 2

In Elektrolytlösungen finden Reaktionen zwischen hydratisierten Ionen statt, weshalb sie als ionische Reaktionen bezeichnet werden. In ihrer Richtung sind Art und Stärke der chemischen Bindung in den Reaktionsprodukten von großer Bedeutung. Üblicherweise führt der Austausch in Elektrolytlösungen zur Bildung einer Verbindung mit stärkerer chemischer Bindung. Während der Wechselwirkung von Lösungen von Bariumchloridsalzen BaCl 2 und Kaliumsulfat K 2 SO 4 werden also vier Arten von hydratisierten Ionen Ba 2 + (H 2 O) n, Cl - (H 2 O) m, K + (H 2 O) befindet sich in der Mischung p, SO 2 -4 (H 2 O) q, zwischen denen eine Reaktion gemäß der Gleichung stattfindet:

BaCl 2 + K 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2 KCl

Bariumsulfat fällt in Form eines Niederschlags aus, in dessen Kristallen die chemische Bindung zwischen den Ba 2+ - und SO 2– 4 -Ionen stärker ist als die Bindung mit den Wassermolekülen, die sie hydratisieren. Die Bindung zwischen den K+- und Cl--Ionen übersteigt nur geringfügig die Summe ihrer Hydratationsenergien, so dass die Kollision dieser Ionen nicht zur Bildung eines Niederschlags führt.

Daher kann folgendes Fazit gezogen werden. Austauschreaktionen treten auf, wenn solche Ionen wechselwirken, deren Bindungsenergie im Reaktionsprodukt viel größer ist als die Summe ihrer Hydratationsenergien.

Ionenaustauschreaktionen werden durch Ionengleichungen beschrieben. Schwerlösliche, flüchtige und leicht dissoziierte Verbindungen werden in molekularer Form geschrieben. Wenn bei der Wechselwirkung von Elektrolytlösungen keine der angegebenen Arten von Verbindungen gebildet wird, bedeutet dies, dass praktisch keine Reaktionen stattfinden.

Bildung schwerlöslicher Verbindungen

Beispielsweise wird die Wechselwirkung zwischen Natriumcarbonat und Bariumchlorid in Form einer Molekulargleichung wie folgt geschrieben:

Na 2 CO 3 + BaCl 2 \u003d BaCO 3 + 2NaCl oder in der Form:

2Na + + CO 2- 3 + Ba 2+ + 2Cl - \u003d BaCO 3 + 2Na + + 2Cl -

Nur Ba 2+ - und CO -2 -Ionen reagierten, der Zustand der verbleibenden Ionen änderte sich nicht, daher nimmt die kurze Ionengleichung die Form an:

CO 2- 3 + Ba 2+ \u003d BaCO 3

Bildung flüchtiger Substanzen

Die Molekulargleichung für die Wechselwirkung von Calciumcarbonat und Salzsäure lautet wie folgt:

CaCO 3 + 2 HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O + CO 2

Eines der Reaktionsprodukte – Kohlendioxid CO 2 – wurde aus der Reaktionskugel in Form eines Gases freigesetzt. Die erweiterte Ionengleichung hat die Form:

CaCO 3 + 2H + + 2Cl - \u003d Ca 2+ + 2Cl - + H 2 O + CO 2

Das Ergebnis der Reaktion wird durch die folgende kurze Ionengleichung beschrieben:

CaCO 3 + 2H + \u003d Ca 2+ + H 2 O + CO 2

Bildung einer leicht dissoziierten Verbindung

Ein Beispiel für eine solche Reaktion ist jede Neutralisationsreaktion, die zur Bildung von Wasser führt - einer leicht dissoziierten Verbindung:

NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O

Na + + OH- + H + + Cl - \u003d Na + + Cl - + H 2 O

OH- + H + \u003d H 2 O

Aus der kurzen Ionengleichung folgt, dass der Vorgang in der Wechselwirkung von H+- und OH--Ionen ausgedrückt wurde.

Alle drei Arten von Reaktionen gehen irreversibel zu Ende.

Lässt man beispielsweise Lösungen von Natriumchlorid und Calciumnitrat ab, so findet, wie die Ionengleichung zeigt, keine Reaktion statt, da weder ein Niederschlag, noch ein Gas, noch eine schwer dissoziierende Verbindung entsteht:

Gemäß der Löslichkeitstabelle stellen wir fest, dass AgNO 3, KCl, KNO 3 lösliche Verbindungen sind, AgCl ist eine unlösliche Substanz.

Wir stellen die Ionengleichung der Reaktion unter Berücksichtigung der Löslichkeit der Verbindungen auf:

Eine kurze Ionengleichung enthüllt die Essenz der laufenden chemischen Umwandlung. Es ist ersichtlich, dass tatsächlich nur Ag+- und Сl--Ionen an der Reaktion teilnahmen. Der Rest der Ionen blieb unverändert.

Beispiel 2. Stellen Sie eine molekulare und ionische Reaktionsgleichung auf zwischen: a) Eisen(III)-chlorid und Kaliumhydroxid; b) Kaliumsulfat und Zinkiodid.

a) Wir stellen die Molekulargleichung für die Reaktion zwischen FeCl 3 und KOH auf:

Gemäß der Löslichkeitstabelle stellen wir fest, dass von den erhaltenen Verbindungen nur Eisenhydroxid Fe (OH) 3 unlöslich ist. Wir stellen die Ionenreaktionsgleichung auf:

Die Ionengleichung zeigt, dass die Koeffizienten 3 in der Molekulargleichung gleichermaßen für Ionen gelten. Dies ist die allgemeine Regel zum Schreiben von Ionengleichungen. Stellen wir die Reaktionsgleichung in einer kurzen ionischen Form dar:

Diese Gleichung zeigt, dass nur Fe3+- und OH--Ionen an der Reaktion beteiligt waren.

b) Stellen wir eine molekulare Gleichung für die zweite Reaktion auf:

K 2 SO 4 + ZnI 2 \u003d 2KI + ZnSO 4

Aus der Löslichkeitstabelle folgt, dass die Ausgangs- und erhaltenen Verbindungen löslich sind, daher ist die Reaktion reversibel und erreicht nicht das Ende. Tatsächlich bildet sich hier weder ein Niederschlag, noch eine gasförmige Verbindung, noch eine leicht dissoziierte Verbindung. Lassen Sie uns die vollständige ionische Reaktionsgleichung aufstellen:

2K + + SO 2- 4 + Zn 2+ + 2I - + 2K + + 2I - + Zn 2+ + SO 2- 4

Beispiel 3. Stellen Sie gemäß der Ionengleichung: Cu 2+ +S 2- -= CuS eine Molekulargleichung für die Reaktion auf.

Die Ionengleichung zeigt, dass auf der linken Seite der Gleichung Moleküle von Verbindungen stehen sollten, die Cu 2+ - und S 2– -Ionen enthalten. Diese Substanzen müssen wasserlöslich sein.

Gemäß der Löslichkeitstabelle wählen wir zwei lösliche Verbindungen aus, zu denen das Cu 2+ -Kation und das S 2– -Anion gehören. Stellen wir eine molekulare Reaktionsgleichung zwischen diesen Verbindungen auf:

CuSO 4 + Na 2 S CuS + Na 2 SO 4

In Wasser gelöst haben nicht alle Stoffe die Fähigkeit, Elektrizität zu leiten. Diese Verbindungen, Wasser Lösungen die in der Lage sind, elektrischen Strom zu leiten, werden genannt Elektrolyte. Elektrolyte leiten Strom aufgrund der sogenannten Ionenleitfähigkeit, die viele Verbindungen mit ionischer Struktur (Salze, Säuren, Basen) aufweisen. Es gibt Substanzen mit stark polaren Bindungen, die in Lösung jedoch unvollständig ionisiert werden (z. B. Quecksilberchlorid II) - dies sind schwache Elektrolyte. Viele in Wasser gelöste organische Verbindungen (Kohlenhydrate, Alkohole) zerfallen nicht in Ionen, sondern behalten ihre molekulare Struktur. Solche Substanzen leiten keinen Strom und werden genannt Nicht-Elektrolyte.

Hier einige Gesetzmäßigkeiten, anhand derer man feststellen kann, ob die eine oder andere Verbindung zu starken oder schwachen Elektrolyten gehört:

1. Säuren . Zu den häufigsten starken Säuren gehören HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 . Fast alle anderen Säuren sind schwache Elektrolyte.
2. Stiftungen. Die gebräuchlichsten starken Basen sind Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (außer Be). Schwacher Elektrolyt - NH 3.
3. Salz. Die meisten gewöhnlichen Salze – ionische Verbindungen – sind starke Elektrolyte. Ausnahmen sind hauptsächlich Salze von Schwermetallen.

Theorie der elektrolytischen Dissoziation

Elektrolyte, sowohl starke als auch schwache und sogar sehr verdünnte, gehorchen nicht Raoults Gesetz und . Durch die Fähigkeit, Elektrizität zu leiten, sind der Dampfdruck des Lösungsmittels und der Schmelzpunkt von Elektrolytlösungen niedriger und der Siedepunkt höher im Vergleich zu den gleichen Werten eines reinen Lösungsmittels. 1887 kam S. Arrhenius, der diese Abweichungen untersuchte, zur Schaffung einer Theorie der elektrolytischen Dissoziation.

Elektrolytische Dissoziation geht davon aus, dass die Elektrolytmoleküle in Lösung in positiv und negativ geladene Ionen zerfallen, die als Kationen bzw. Anionen bezeichnet werden.

Die Theorie stellt die folgenden Postulate auf:

1. In Lösungen zerfallen Elektrolyte in Ionen, d.h. dissoziieren. Je verdünnter die Elektrolytlösung ist, desto größer ist ihr Dissoziationsgrad.
2. Dissoziation ist ein reversibles und Gleichgewichtsphänomen.
3. Lösungsmittelmoleküle interagieren unendlich schwach (d. h. Lösungen sind nahezu ideal).

Unterschiedliche Elektrolyte haben unterschiedliche Dissoziationsgrade, die nicht nur von der Art des Elektrolyten selbst, sondern auch von der Art des Lösungsmittels sowie der Elektrolytkonzentration und -temperatur abhängen.

Grad der Dissoziation α , zeigt, wie viele Moleküle n in Ionen zerfallen, verglichen mit der Gesamtzahl der gelösten Moleküle N:

α = n/N

Bei fehlender Dissoziation ist α = 0, bei vollständiger Dissoziation des Elektrolyten α = 1.

Unter dem Gesichtspunkt des Dissoziationsgrades werden Elektrolyte je nach Stärke in stark (α> 0,7), mittelstark (0,3> α> 0,7), schwach (α< 0,3).

Genauer charakterisiert der Prozess der Elektrolytdissoziation Dissoziationskonstante, unabhängig von der Konzentration der Lösung. Wenn wir den Prozess der Elektrolytdissoziation in allgemeiner Form darstellen:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = ein b /

Zum schwache Elektrolyte Die Konzentration jedes Ions ist gleich dem Produkt von α durch die Gesamtkonzentration des Elektrolyten C, sodass der Ausdruck für die Dissoziationskonstante umgewandelt werden kann:

K = &agr; 2 C/(1 – &agr;)

Zum verdünnte Lösungen(1-α) = 1, dann

K = α 2 C

Von hier aus ist es leicht zu finden Grad der Dissoziation

Ionisch-molekulare Gleichungen

Betrachten Sie ein Beispiel für die Neutralisation einer starken Säure durch eine starke Base, zum Beispiel:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

Der Ablauf ist im Formular dargestellt molekulare Gleichung. Es ist bekannt, dass sowohl die Ausgangsstoffe als auch die Reaktionsprodukte in Lösung vollständig ionisiert werden. Daher stellen wir den Prozess im Formular dar vollständige Ionengleichung:

H + + Cl – + Na + + OH – = Na + + Cl – + HOH

Nach der "Reduktion" identischer Ionen im linken und rechten Teil der Gleichung erhalten wir reduzierte Ionengleichung:

H + + OH – = HOH

Wir sehen, dass der Neutralisationsprozess auf die Kombination von H + und OH – und die Bildung von Wasser hinausläuft.

Bei der Erstellung von Ionengleichungen ist zu beachten, dass nur starke Elektrolyte in Ionenform geschrieben werden. Schwache Elektrolyte, Feststoffe und Gase werden in ihrer molekularen Form geschrieben.

Der Ausfällungsprozess wird auf die Wechselwirkung von nur Ag + und I – und die Bildung von wasserunlöslichem AgI reduziert.

Um herauszufinden, ob der für uns interessierende Stoff wasserlöslich ist, ist es notwendig, die Unlöslichkeitstabelle zu verwenden.

Betrachten wir die dritte Art von Reaktionen, bei denen eine flüchtige Verbindung gebildet wird. Dies sind Reaktionen der Wechselwirkung von Carbonaten, Sulfiten oder Sulfiden mit Säuren. Zum Beispiel,

Beim Mischen einiger Lösungen ionischer Verbindungen kann es beispielsweise vorkommen, dass die Wechselwirkung zwischen ihnen nicht auftritt

Zusammenfassend stellen wir das fest chemische Umwandlungen treten auf, wenn eine der folgenden Bedingungen erfüllt ist:

• Nichtelektrolytbildung. Wasser kann als Nichtelektrolyt wirken.
• Sedimentbildung.
• Gasfreisetzung.
• Die Bildung eines schwachen Elektrolyten, wie Essigsäure.
• Übertragung eines oder mehrerer Elektronen. Dies wird in Redoxreaktionen realisiert.
• Die Bildung oder der Bruch einer oder mehrerer

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