In Elektrolytlösungen verläuft die Dissoziation irreversibel. Elektrolytische Dissoziation

Die abgekürzte Ionengleichung H + + OH - \u003d H 2 O entspricht der Wechselwirkung von Salpetersäure mit:

1) Natriumoxid

2) Kupferhydroxid

3) Natriumhydroxid

Antwort: 3

Erläuterung:

Salpetersäure ist eine starke Säure, daher dissoziieren fast alle ihre Moleküle in H + -Kationen und NO 3 - -Anionen. Starke wasserlösliche Basen dissoziieren in Hydroxidionen OH −, d.h. Laugen. Von allen Antworten in der Aufgabe ist Natriumhydroxid geeignet, das sich in wässriger Lösung in Na + und OH - zersetzt.

Die vollständige Ionengleichung für die Reaktion von NaOH und HNO 3: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. Reduzieren der gleichen Ionen links und rechts in der Gleichung, wir erhalten die in der Aufgabe vorgestellte reduzierte Ionengleichung. Diese Reaktion verläuft aufgrund der Bildung einer schwach dissoziierenden Substanz - Wasser.

Natriumoxid dissoziiert nicht in Wasser, sondern reagiert mit ihm unter Bildung von Alkali:

Na 2 O + H 2 O \u003d 2 NaOH.

Kupferhydroxid ist eine unlösliche Base und dissoziiert daher nicht in Wasser.

Vollständige Ionengleichung Cu(OH) 2 + 2H + + 2NO 3 − = Cu 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O

Abgekürzte Ionengleichung: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

Das wasserlösliche KNO 3 -Salz gibt bei der Dissoziation keine Hydroxidionen ab. Als starker Elektrolyt zerfällt es in K + -Kationen und NO 3 -Anionen -

Bei der Zugabe von Schwefelsäure zu einer ionenhaltigen Lösung bildet sich ein Niederschlag:

1) NH 4 + und NO 3 –

2) K + und SiO 3 2–

Antwort: 2

Erläuterung:

Schwefelsäure ist ein starker Elektrolyt und dissoziiert in Wasser in Ionen: H + und SO 4 2-. Wenn H + -Kationen mit SiO 3 2– -Anionen wechselwirken, entsteht wasserunlösliche Kieselsäure H 2 SiO 3 .

Der Säurerest der Schwefelsäure SO 4 2- bildet mit den vorgeschlagenen Kationen keine Niederschläge, wie aus der Tabelle der Löslichkeit von Säuren, Basen und Salzen in Wasser ersichtlich ist.

Auch das H + -Kation bildet mit Ausnahme von SiO 3 2– keine Niederschläge mit den vorgeschlagenen Anionen.

Die verkürzte Ionengleichung Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2 entspricht der Wechselwirkung zwischen:

1) CuSO 4 (p-p) und Fe (OH) 3

2) CuS und Ba(OH) 2 (p-p)

3) CuCl 2 (p-p) und NaOH (p-p)

Antwort: 3

Erläuterung:

Im ersten Fall findet die Reaktion zwischen Kupfersulfat CuSO 4 und Eisen(III)-hydroxid Fe(OH) 3 nicht statt, da Eisenhydroxid eine unlösliche Base ist und in einer wässrigen Lösung nicht dissoziiert.

Auch im zweiten Fall läuft die Reaktion aufgrund der Unlöslichkeit von Kupfersulfid CuS nicht ab.

Bei der dritten Variante läuft die Austauschreaktion zwischen Kupferchlorid (II) und NaOH durch Ausfällung von Cu(OH) 2 ab.

Die Reaktionsgleichung in molekularer Form lautet wie folgt:

CuCl 2 + 2 NaOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + 2 NaCl.

Die Gleichung für diese Reaktion in vollständig ionischer Form lautet:

Cu 2+ + 2Cl − + 2Na + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl − .

Durch Reduzieren der gleichen Ionen Na + und Cl - im linken und rechten Teil der vollständigen Ionengleichung erhalten wir die reduzierte Ionengleichung:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

Kupferoxid CuO (II), das ein Oxid eines Übergangsmetalls (Gruppe IA) ist, interagiert nicht mit Wasser, da es keine lösliche Base bildet.

Die Wechselwirkung von Lösungen von Kupfer(II)-chlorid und Kaliumhydroxid entspricht der reduzierten Ionengleichung:

1) Cl – + K + = KCl

2) CuCl 2 + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 + 2Cl -

3) Cu2+ + 2KOH = Cu(OH)2+2K+

Antwort: 4

Erläuterung:

Die Austauschreaktion zwischen Lösungen von Kupfer (II) -chlorid und Kaliumhydroxid in molekularer Form wird wie folgt geschrieben:

CuCl 2 + 2 KOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2 KCl

Die Reaktion findet aufgrund der Ausfällung eines blauen Niederschlags von Cu(OH) 2 statt.

CuCl 2 und KOH sind lösliche Verbindungen, daher zerfallen sie in Lösung in Ionen.

Wir schreiben die Reaktion in vollständig ionischer Form:

Cu 2+ + 2Cl − + 2K + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Cl − + 2K +

Wir reduzieren identische Ionen 2Cl − und 2K +

links und rechts von der vollständigen Ionengleichung und wir erhalten die reduzierte Ionengleichung:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

KCl, CuCl 2 und KOH sind lösliche Substanzen und zerfallen in wässriger Lösung fast vollständig in Kationen und Anionen. In anderen vorgeschlagenen Antworten erscheinen diese Verbindungen in undissoziierter Form, sodass die Optionen 1, 2 und 3 nicht korrekt sind.

Welche verkürzte Ionengleichung entspricht der Wechselwirkung von Natriumsilikat mit Salpetersäure?

1) K + + NO 3 - = KNO 3

2) H + + NO 3 – = HNO 3

3) 2H + + SiO 3 2- = H 2 SiO 3

Antwort: 3

Erläuterung:

Die Reaktion der Wechselwirkung von Natriumsilikat mit Salpetersäure (Austauschreaktion) in molekularer Form wird wie folgt geschrieben:

Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 \u003d H 2 SiO 3 ↓ + 2NaNO 3

Da Natriumsilikat ein lösliches Salz und Salpetersäure stark ist, dissoziieren beide Substanzen in Lösung in Ionen. Wir schreiben die Reaktion in vollständig ionischer Form:

2Na + + SiO 3 2– + 2H + + 2NO 3 – = H 2 SiO 3 ↓ + 2Na + + 2NO 3 –

SiO 3 2– + 2H + = H 2 SiO 3 ↓

Die restlichen vorgeschlagenen Optionen spiegeln nicht das Vorzeichen der Reaktion wider - Ausfällung. Außerdem werden in den vorgestellten Antwortmöglichkeiten die löslichen Salze von KNO 3 und K 2 SiO 3 und der starken Säure HNO 3 in undissoziierter Form dargestellt, was natürlich nicht zutrifft, da diese Substanzen starke Elektrolyte sind.

Der Wechselwirkung entspricht die abgekürzte Ionengleichung Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4

1) Ba(NO 3) 2 und Na 2 SO 4

2) Ba(OH) 2 und CuSO 4

3) BaO und H 2 SO 4

Antwort 1

Erläuterung:

Die Reaktion der Wechselwirkung von Bariumnitrat mit Natriumsulfat (Austauschreaktion) in molekularer Form wird wie folgt geschrieben:

Ba(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaNO 3

Da Bariumnitrat und Natriumsulfat lösliche Salze sind, dissoziieren beide Substanzen in Lösung in Ionen. Wir schreiben die Reaktion in vollständig ionischer Form:

Ba 2+ + 2NO 3 − + 2Na + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

Nachdem wir die Ionen Na + und NO 3 − im linken und rechten Teil der Gleichung reduziert haben, erhalten wir die reduzierte Ionengleichung:

Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 ↓

Die Reaktion der Wechselwirkung von Bariumhydroxid mit Kupfersulfat (Austauschreaktion) in molekularer Form wird wie folgt geschrieben:

Ba(OH) 2 + CuSO 4 = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

Es werden zwei Niederschläge gebildet. Da Bariumhydroxid und Kupfersulfat lösliche Substanzen sind, dissoziieren beide in Lösung in Ionen. Wir schreiben die Reaktion in vollständig ionischer Form:

Ba 2+ + 2OH – + Cu 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

Die Reaktion der Wechselwirkung von Bariumoxid mit Schwefelsäure (Austauschreaktion) in molekularer Form wird wie folgt geschrieben:

BaO + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + H 2 O

Da BaO ein Oxid ist, es in Wasser nicht dissoziiert (BaO interagiert mit Wasser unter Bildung von Alkali), schreiben wir die BaO-Formel in undissoziierter Form. Schwefelsäure ist stark, daher dissoziiert sie in Lösung in H + -Kationen und SO 4 2– -Anionen. Die Reaktion verläuft aufgrund der Ausfällung von Bariumsulfat und der Bildung einer Substanz mit geringer Dissoziation. Wir schreiben die Reaktion in vollständig ionischer Form:

BaO + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

Auch hier gibt es im linken und rechten Teil der Gleichung keine identischen Ionen und es kann nichts reduziert werden, dann sieht die reduzierte Ionengleichung genauso aus wie die vollständige.
Die Reaktion der Wechselwirkung von Bariumcarbonat mit Schwefelsäure (Austauschreaktion) in molekularer Form wird wie folgt geschrieben:

BaCO 3 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

Die Reaktion verläuft aufgrund der Bildung eines Niederschlags, der Gasentwicklung und der Bildung einer Verbindung mit geringer Dissoziation - Wasser. Da BaCO 3 ein unlösliches Salz ist und daher in Lösung nicht in Ionen zerfällt, schreiben wir die Formel BaCO 3 in molekularer Form. Schwefelsäure ist stark, daher dissoziiert sie in Lösung in H + -Kationen und SO 4 2– -Anionen. Wir schreiben die Reaktion in vollständig ionischer Form:

BaCO 3 + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

Die vollständige Ionengleichung stimmt mit der abgekürzten überein, da es auf der linken und rechten Seite der Gleichung keine identischen Ionen gibt.

Der Wechselwirkung entspricht die reduzierte Ionengleichung Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3

1) Bariumsulfat und Kaliumcarbonat

2) Bariumhydroxid und Kohlendioxid

3) Bariumchlorid und Natriumcarbonat

4) Bariumnitrat und Kohlendioxid

Antwort: 3

Erläuterung:

Die Reaktion zwischen Bariumsulfat BaSO 4 und Kaliumcarbonat K 2 CO 3 findet nicht statt, da Bariumsulfat ein unlösliches Salz ist. Eine notwendige Bedingung für den Austausch zweier Salze ist die Löslichkeit beider Salze.

Die Reaktion zwischen Bariumhydroxid Ba(OH) 2 und Kohlendioxid CO 2 (Säureoxid) erfolgt aufgrund der Bildung eines unlöslichen Salzes BaCO 3 . Dies ist die Reaktion von Alkali mit Säureoxid, um Salz und Wasser zu bilden. Schreiben wir die Reaktion in molekularer Form:

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

Da Bariumhydroxid eine lösliche Base ist, dissoziiert es in Lösung in Ba 2+ -Kationen und OH – -Hydroxidionen. Kohlenmonoxid dissoziiert nicht in Wasser, daher sollte seine Formel in Ionengleichungen in molekularer Form geschrieben werden. Bariumcarbonat ist ein unlösliches Salz, daher wird es in der ionischen Reaktionsgleichung auch in molekularer Form geschrieben. Somit ist die Wechselwirkungsreaktion von Bariumhydroxid und Kohlendioxid in vollständig ionischer Form wie folgt:

Ba 2+ + 2OH − + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

Da es auf der linken und rechten Seite der Gleichung keine identischen Ionen gibt und es unmöglich ist, irgendetwas zu reduzieren, sieht die reduzierte Ionengleichung genauso aus wie die vollständige.

Die Reaktion der Wechselwirkung von Bariumchlorid mit Natriumcarbonat (Austauschreaktion) in molekularer Form wird wie folgt geschrieben:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d BaCO 3 ↓ + 2 NaCl

Da Bariumchlorid und Natriumcarbonat lösliche Salze sind, dissoziieren beide Substanzen in Lösung in Ionen. Wir schreiben die Reaktion in vollständig ionischer Form:

Ba 2+ + 2Cl − + 2Na + + CO 3 2– = BaCO 3 ↓ + 2Na + + 2Cl −

Durch Reduktion der Na + - und Cl − -Ionen auf der linken und rechten Seite der Gleichung erhalten wir die reduzierte Ionengleichung:

Ba 2+ + CO 3 2- \u003d BaCO 3 ↓

Die Reaktion zwischen Bariumnitrat Ba (NO 3) 2 und Kohlendioxid CO 2 (saures Oxid) in einer wässrigen Lösung findet nicht statt. Kohlendioxid CO 2 bildet in wässriger Lösung eine schwach instabile Kohlensäure H 2 CO 3 , die starke HNO 3 nicht aus einer Ba(NO 3 ) 2 -Salzlösung verdrängen kann.

Formeln zur Berechnung.

1. Berechnen Sie die normale Konzentration einer Säurelösung (Op. Nr. 1) oder einer Alkalilösung (Op. Nr. 2) aus der Formel des Äquivalentgesetzes für Lösungen:

2. Berechnen Sie die Masse an Säure (Op. Nr. 1) oder Lauge (Op. Nr. 2), die in 10 ml der entsprechenden Lösung enthalten ist, anhand der normalen Konzentrationsformel:

3. Berechnen Sie die Masse von Wasser (Lösungsmittel) in 10 ml Lösung unter der Annahme, dass die Dichte der Lösung 1 ist:

4. Berechnen Sie anhand der erhaltenen Daten die angegebenen Konzentrationen mit den entsprechenden Formeln.

Labor Nr. 5

Zielsetzung: die Bedingungen für das Auftreten von Ionenaustauschreaktionen und die Regeln zum Schreiben von Ionenaustauschreaktionen in molekularer und ionenmolekularer Form zu studieren.

Theoretischer Teil.

elektrolytische Dissoziation sogenannte teilweise oder vollständige Zersetzung von Elektrolytmolekülen in Ionen unter Einwirkung polarer Lösungsmittelmoleküle. Die Dissoziation erfolgt als Ergebnis einer komplexen physikalisch-chemischen Wechselwirkung von Elektrolytmolekülen mit polaren Lösungsmittelmolekülen. Die Wechselwirkung von Ionen mit polaren Lösungsmittelmolekülen wird als Solvatation (für wässrige Lösungen - Hydratation) von Ionen bezeichnet. In Elektrolytlösungen entstehen solvatisierte Ionen.

Elektrolyte leiten elektrischen Strom, da es in Lösungen geladene Teilchen gibt: Kationen und Anionen.

Quantitativ wird der Dissoziationsprozess charakterisiert der Grad der elektrolytischen Dissoziation α. Der Dissoziationsgrad ist das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerfallenen Moleküle n zur Gesamtzahl der Moleküle N des gelösten Stoffes:

Der Dissoziationsgrad wird in Prozent oder Bruchteilen einer Einheit ausgedrückt.

Elektrolyte werden in drei Gruppen eingeteilt: a) stark (α > 30 %), b) mittel (3<α<30%), в) слабые (α<3%).

Die Lehrliteratur enthält Tabellen der Dissoziationsgrade von Säuren, Basen und Salzen. Der Dissoziationsgrad hängt von der Art des gelösten Stoffes und der Lösungsmittel, der Temperatur, der Konzentration und dem Vorhandensein derselben Ionen in der Lösung ab. Bei schwachen Elektrolyten hängt der Dissoziationsgrad stark von der Konzentration ab: Je niedriger die Konzentration der Lösung, desto größer der elektrolytische Dissoziationsgrad.

Es ist viel bequemer, die Fähigkeit von Elektrolyten zu charakterisieren, zu einer Lösung zu dissoziieren Dissoziationskonstante K , die nicht von der Konzentration der Lösung abhängt. Die Dissoziationskonstante K ist die Gleichgewichtskonstante des reversiblen Dissoziationsprozesses eines schwachen Elektrolyten - Säure oder Base. Die Dissoziationskonstante von Säuren wird auch als Säurekonstante und Basen als Basizitätskonstante bezeichnet. Die Werte der Dissoziationskonstanten schwacher Elektrolyte sind in den Tabellen für Standardbedingungen angegeben.

Die Dissoziationskonstante (Basizitätskonstante) wird ausgedrückt als das Verhältnis des Produkts der Gleichgewichtskonzentrationen von Ionen in einer Lösung eines gegebenen schwachen Elektrolyten zur Konzentration von undissoziierten Molekülen:

Die Dissoziationskonstante ist ein Maß für die relative Stärke schwacher Elektrolyte: Je kleiner sie ist, desto schwächer ist der Elektrolyt. Die Beziehung zwischen der Konstante und dem Dissoziationsgrad eines schwachen binären Elektrolyten gehorcht Ostwalds Zuchtgesetz:

Unter dem Gesichtspunkt der elektrolytischen Dissoziation werden Säuren als Elektrolyte bezeichnet, die in wässrigen Lösungen positiv geladene Wasserstoffatome und Anionen des Säurerests bilden. Wasserstoffionen sind charakteristisch für Säuren und bestimmen deren Eigenschaften. Säuren, die starke Elektrolyte sind: Salpetersäure HNO 3, Salzsäure HCl, Bromwasserstoff HBr, Jodwasserstoff HJ, Schwefelsäure H 2 SO 4, Mangan HMnO 4 und andere.

Es gibt mehr schwache Elektrolyte als starke. Schwache Elektrolyte sind Säuren: schweflige H 2 SO 3, Flusssäure HF, Kohle H 2 CO 3, Schwefelwasserstoff H 2 S, Essigsäure CH 3 COOH usw. Mehrbasige Säuren dissoziieren schrittweise. Beispiele für Säuredissoziation:

HCl = H + + Cl-

CH 3 COOH CH 3 COO – + H +

Stufe I: H 2 SO 3 H + + HSO 3 -

oder H 2 SO 3 2H + + SO 3 2-,

Stufe II: HSO 3 - H + + SO 3 2 -

Aus Sicht der elektrolytischen Dissoziation sind Basen Elektrolyte, die in wässrigen Lösungen negativ geladene OH-Hydroxidionen und Metallkationen bilden. Hydroxidionen bestimmen die allgemeinen Eigenschaften von Basen. Basen mit einer Kationenwertigkeit größer als eins dissoziieren schrittweise. Starke Elektrolyte sind Basen, in denen Alkali- und Erdalkalimetalle Kationen sind, mit Ausnahme von Be (OH) 2 und Mg (OH) 2.

Im Allgemeinen sind Basen schwache Elektrolyte, insbesondere solche, die von amphoteren Metallen gebildet werden. Amphotere Hydroxide dissoziieren in saurem Medium als Basen und in alkalischem Medium als Säuren. Beispiele für die Dissoziation von Basen und amphoteren Hydroxiden:

NaOH \u003d Na + + OH -

1. Fe(OH) 2 FeOH + +OH -

II. Kunst. FeOH + Fe 2+ + OH - oder Fe (OH) 2 Fe 2+ + 2OH -

Zn 2+ + 2OH - Zn(OH) 2 H 2 ZnО 2 2H + + ZnO 2 2-

Salze sind Elektrolyte, die in Wasser in positive Metallionen und negative Ionen des Säurerestes zerfallen.Alle in Wasser gut löslichen Salze sind starke Elektrolyte. Beispiele für die Dissoziation von normalen (mittleren), sauren, basischen, komplexen und Doppelsalzen:

KVg \u003d K + + Vg -; K 3 \u003d 3K + + 3-;

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -; KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-.

AlOHC1 2 \u003d AlOH 2+ + 2C1 -;

Das Studium verschiedener Reaktionen, hauptsächlich in nichtwässrigen Medien, führte zur Schaffung allgemeinerer Vorstellungen über Säuren und Basen. Eine der wichtigsten modernen Theorien über Säuren und Basen ist die Protonentheorie, nach der eine Säure ein Protonenspender ist, dh ein Teilchen (Molekül oder Ion), das in der Lage ist, ein Wasserstoffion - ein Proton - abzugeben Base ist ein Protonenakzeptor, d.h. ein Teilchen (Molekül oder Ion), das ein Proton aufnehmen kann. Als Reaktion zum Beispiel:

HC1 + NH 3 \u003d NH 4 + + Cl -

das C1-Ion ist die mit der HCl-Säure konjugierte Base, und das NH 4 + -Ion ist das mit der NH 3 -Base konjugierte Säure. Reaktionen in Elektrolytlösungen laufen zwischen Ionen ab, in die die Moleküle gelöster Stoffe zerfallen. Reaktionen werden in drei Formen geschrieben: molekular, vollständig ionisch-molekular und reduziert ionisch-molekular. Starke Elektrolyte werden in Form von Ionen, mittlere und schwache Elektrolyte, Niederschläge und Gase geschrieben - in Form von Molekülen. Das Wesen der Reaktion spiegelt sich in der abgekürzten Ionen-Molekül-Gleichung wider, in der nur Teilchen angegeben sind, die direkt an der Reaktion teilnehmen, und Ionen und Moleküle, deren Konzentration sich nicht wesentlich ändert, nicht angegeben sind. Reaktionen zwischen Elektrolyten verlaufen in Richtung der Bildung eines Gases, eines Niederschlags oder eines schwächeren

Elektrolyt.

Ein Beispiel für eine Reaktion in Elektrolytlösungen: Neutralisation von starker Salpetersäure mit einer schwachen Base (Ammoniumhydroxid). Molekulare Reaktionsgleichung:

HNO 3 + NH 4 OH \u003d NH 4 NO 3 + H 2 O.

Bei dieser Reaktion sind Salpetersäure und das resultierende Ammoniumnitratsalz, die in Form von Ionen geschrieben werden, starke Elektrolyte, und schwache Elektrolyte sind Ammoniumhydroxid und Wasser, die in Form von Molekülen geschrieben werden. Die vollständige Ionen-Molekülgleichung hat die Form:

H + + NO 3 - + NH 4 OH \u003d NH 4 + + NO 3 - + H 2 O.

Wie Sie sehen können, erfahren nur NO 3 - -Ionen während der Reaktion keine Änderungen. Wenn Sie sie ausschließen, schreiben wir die reduzierte Ionen-Molekülgleichung auf:

H + + NH 4 OH \u003d NH 4 + + H 2 O.

Praktischer Teil

Ionen - molekulare Austauschreaktionen

Führen Sie Reaktionen zwischen Elektrolytlösungen gemäß der Aufgabenstellung durch. Geben Sie dazu 7-8 Tropfen eines Reagenz in ein Reagenzglas und fügen Sie 7-8 Tropfen eines anderen Reagenz hinzu. Beachten Sie die Anzeichen der Reaktion: Ausfällung, Gasentwicklung oder Geruchsänderung (was auf die Bildung einer schwer dissoziierenden Substanz hinweist).

Ordnen Sie dann die Reaktion in Übereinstimmung mit den beobachteten Anzeichen einem von 3 Typen zu:

1) Ionenaustauschreaktionen unter Bildung einer schwerlöslichen Substanz (Niederschlag);

2) Ionenaustauschreaktionen mit Gasentwicklung;

3) Ionenaustauschreaktionen unter Bildung eines schwachen Elektrolyten.

Schreiben Sie jede Reaktion in 3 Formen auf:

a) molekular

b) vollständig ionisch - molekular,

c) abgekürzt Ionenmolekular.

Machen Sie eine Schlussfolgerung über die Richtung der Ionenaustauschreaktionen.

Aufgabenliste:

1. CH 3 COONa + H 2 SO 4 2. NaNO 2 + H 2 SO 4 3. MgCl 2 + Na 3 PO 4 4. NH 4 Cl + KOH 5. Na 2 CO 3 + HCl 6. Na 2 CO 3 + Ba (NO 3) 2 7. (CH 3 COO) 2 Pb + HCl 8. Hg (NO 3) 2 + NaOH 9. H 2 SO 4 + BaCl 2 10. NaCl + Pb (NO 3) 2 11. NiSO 4 + KOH 12. NaNO 2 + HCl 13. Bi(NO 3 ) 3 + KOH 14. Na 2 S + CdCl 2 15. Bi(NO 3 ) 3 + Na 2 S 16. CoSO 4 + KOH 17. CuSO 4 + KOH 18. Na 2 CO 3 + HNO 3 19. K 2 CrO 4 + CuSO 4 20. K 2 CrO 4 + MnSO 4 21. K 2 CrO 4 + NiSO 4 22. K 2 CO 3 + MnSO 4 23. Na 2 SO 3+HCl

24. Hg(NO 3) 2 + Na 2 S 25. NiSO 4 + NH 4 OH 26. NiSO 4 + NH 4 OH 27. AlCl 3 + KOH 28. FeCl 3 + Na 3 PO 4 29. K 2 CrO 4 + Ba(NO 3) 2 30. NaNO 2 + HNO 3 31. MgCl 2 + NaOH 32. CuSO 4 + NH 4 OH 33. CuSO 4 + NH 4 OH 34. AlCl 3 + KOH 35. Pb (NO 3 ) 2 + KI 36. CH 3 COOK+ HCl 37. Al 2 (SO 4) 3 + NaOH 38. Al 2 (SO 4) 3 + NaOH ex 39. CoSO 4 + Na 2 S 40. Pb (NO 3) 2 + Na 3 PO 4 41. Na 3 PO 4 + CuSO 4 42. CH 3 COOK + HNO 3 43. CH 3 COOH + KOH 44. CoSO 4 + NH 4 OH 45. CoSO 4 + NH 4 OH ex 46. Hg (NO 3 ) 2 + KI

47. Hg(NO 3) 2 + KI 48. CdCl 2 + NH 4 OH 49. CdCl 2 + NH 4 OH 50. NaHCO 3 + HNO 3 51. ZnSO 4 + BaCl 2 52. ZnSO 4 + KOH 53. ZnSO 4 + KOH ex 54. (CH 3 COO) 2 Pb + H 2 SO 4 55. NaHCO 3 + H 2 SO 4 56. (NH 4 ) 2 SO 4 + KOH 57. K 2 CO 3 + H 2 SO 4 58 . (NH 4 ) 2 SO 4 + NaOH 59. K 2 CO 3 + HCl 60. CrCl 3 + KOH 61. CrCl 3 + KOH von 62. ZnCl 2 + NaOH 63. ZnCl 2 + NaOH von 64. MnSO 4 + KOH 65 MnSO 4 + Na 3 PO 4 66. Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 67. K 2 CO 3 + CH 3 COOH 68. Na 2 CO 3 + CH 3 COOH 69. NaHCO 3 + CH 3 COOH

Labor Nr. 6

Elektrolytische Dissoziation - Dies ist der Prozess der Zersetzung von Elektrolytmolekülen in Ionen unter Einwirkung polarer Lösungsmittelmoleküle.

Elektrolyte- Das sind Stoffe, deren Schmelzen oder wässrige Lösungen einen elektrischen Strom leiten. Dazu gehören Lösungen von Säuren, Schmelzen und Lösungen von Laugen und Salzen. Nicht-Elektrolyte sind Stoffe, die keinen Strom leiten. Dazu gehören viele organische Substanzen.

Elektrolyte, die fast vollständig in Ionen dissoziieren, werden genannt stark; Elektrolyte, die teilweise in Ionen dissoziieren, werden genannt schwach. Um die Vollständigkeit der Dissoziation zu quantifizieren, wird das Konzept des Dissoziationsgrades eingeführt. Grad der Dissoziation Elektrolyt bezeichnet das Verhältnis der Anzahl der Moleküle, die in Ionen zerfallen sind, zur Gesamtzahl der Moleküle in Lösung.

Normalerweise ist der Grad der Dissoziation ( α ) werden in Bruchteilen einer Einheit oder % ausgedrückt:

wo n ist die Anzahl der Teilchen, die einer elektrolytischen Dissoziation unterzogen werden;

n 0 ist die Gesamtzahl der Teilchen in der Lösung.

Starke Elektrolyte - fast alle Salze, lösliche Basen ( NaOH, KOH, Ba(Oh) 2 usw.), anorganische Säuren ( H 2 ALSO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, HALLO usw) .

Schwache Elektrolyte- unlösliche Basen u NH 4 Oh, anorganische Säuren ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 etc.), organische Säuren und Wasser H 2 Ö.

Starke Elektrolyte dissoziieren fast vollständig in Ionen (d. h. der Dissoziationsprozess ist irreversibel) und in einem Schritt:

HCl=H + +Kl – H 2 ALSO 4 = 2 Std + +SO 4 2–

Schwache Elektrolyte dissoziieren teilweise (d. h. der Dissoziationsprozess ist reversibel) und schrittweise . Beispielsweise wird bei mehrbasigen Säuren auf jeder Stufe ein Wasserstoffion abgespalten:

1.H 2 ALSO 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + +SO 3 2-

Somit wird die Anzahl der Stufen mehrbasiger Säuren durch die Basizität der Säure (die Anzahl der Wasserstoffionen) bestimmt, und die Anzahl der Stufen mehrbasiger Säuren wird durch die Acidität der Base (oder die Anzahl der Hydroxylgruppen) bestimmt. : NH 4 Oh ⇄ NH 4 + + Oh – . Der Prozess der elektrolytischen Dissoziation endet mit der Einstellung eines chemischen Gleichgewichtszustands im System, der durch eine Gleichgewichtskonstante gekennzeichnet ist:

Die Gleichgewichtskonstante des Prozesses der elektrolytischen Dissoziation wird als Dissoziationskonstante bezeichnet - Zu D. Die Dissoziationskonstante hängt von der Art des Elektrolyten, der Art des Lösungsmittels, der Temperatur, aber nicht von der Konzentration des Elektrolyten ab.

Zwischen Zu D und α Es besteht ein quantitativer Zusammenhang

(13)

Die Beziehung (13) wird als Ostwald-Verdünnungsgesetz bezeichnet: der Dissoziationsgrad eines schwachen Elektrolyten nimmt mit der Verdünnung der Lösung zu.

Für schwache Elektrolyte, wenn α  1, Zu D = α 2 AUS.

Wasser ist ein schwacher Elektrolyt, daher dissoziiert es reversibel:

H 2 Ö ⇄ H + + Oh – ∆ H\u003d + 56,5 kJ / mol

Wasserdissoziationskonstante:

Der Dissoziationsgrad von Wasser ist sehr gering (es ist ein sehr schwacher Elektrolyt). Da Wasser in großem Überschuss vorhanden ist, kann seine Konzentration als konstanter Wert angesehen werden und ist es auch
, dann

Zu D [ H 2 Ö] = [ H + ]∙[ Oh - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ Oh - ] = 10 -14 = K W ist das Ionenprodukt von Wasser

Da die Konzentrationen von Wasserstoffkationen und Hydroxidionen in Wasser gleich sind, gilt: [ H + ] = [ Oh - ] =
.

Die Auflösung anderer Stoffe (Säuren, Basen, Salze) in Wasser verändert die Ionenkonzentration H + oder ER – , und ihr Produkt bleibt immer konstant und gleich 10 -14 bei T \u003d 25 0 C. Die Konzentration von Ionen H + kann als Maß für die Acidität oder Alkalität einer Lösung dienen. Üblicherweise wird dazu ein pH-Indikator verwendet: pH-Wert = - lg[ H + ]. Auf diese Weise, PH Wert ist der dezimale Logarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen, genommen mit dem entgegengesetzten Vorzeichen.

Je nach Konzentration an Wasserstoffionen werden drei Medien unterschieden.

BEI neutral Umgebung [ H + ] = [ Oh - ]= 10 -7 mol/l, pH= –lg 10 -7 = 7 . Dieses Medium ist sowohl für reines Wasser als auch für neutrale Lösungen typisch. BEI sauer Lösungen [ H + ] > 10 -7 mol/l, pH-Wert< 7 . In sauren Umgebungen pH-Wert variiert innerhalb 0 < рН < 7 . BEI alkalisch Umgebungen [ H + ] < [ОН – ] und [ H + ] < 10 -7 mol/l, Folglich, pH-Wert > 7. Grenzen der pH-Änderung: 7 < рН < 14 .

Ionenaustauschreaktionen (RIO)- Dies sind Reaktionen zwischen Ionen, die in wässrigen Lösungen von Elektrolyten auftreten. Ein charakteristisches Merkmal von Austauschreaktionen ist, dass die Elemente, aus denen die Reaktanten bestehen, ihren Oxidationszustand nicht ändern. Ionenaustauschreaktionen sind irreversible Reaktionen und laufen ab unter der Bedingung: 1) die Bildung einer schwerlöslichen Substanz, 2) die Freisetzung einer gasförmigen Substanz, 3) die Bildung eines schwachen Elektrolyten.

Wenn RIO auftritt, werden entgegengesetzt geladene Ionen gebunden und aus der Reaktionssphäre entfernt. Das Wesen von Ionenaustauschreaktionen wird durch Ionengleichungen ausgedrückt, die im Gegensatz zu molekularen die wahren Teilnehmer an der Reaktion zeigen. Bei der Erstellung ionischer Gleichungen sollte man sich daran orientieren, dass leicht dissoziierende, schwer lösliche (ausfällende) und gasförmige Substanzen in molekularer Form geschrieben werden. Stark lösliche Elektrolyte werden als Ionen geschrieben. Daher muss beim Schreiben von Ionengleichungen die Tabelle der Löslichkeit von Salzen und Basen in Wasser verwendet werden.

Hydrolyse- Dies ist der Prozess der Wechselwirkung von Salzionen mit Wassermolekülen, der zur Bildung von Verbindungen mit geringer Dissoziation führt; ist ein Spezialfall von Ionenaustauschreaktionen. Bei der Hydrolyse entstehen Salze:

schwache Säure und starke Base ( NaCH 3 GURREN, N / A 2 CO 3 , N / A 2 S, );

schwache Base und starke Säure NH 4 Kl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

schwache Base und schwache Säure NH 4 CN, NH 4 CH 3 GURREN).

Salze, die durch eine starke Säure und eine starke Base gebildet werden, unterliegen keiner Hydrolyse: N / A 2 ALSO 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ usw.

Die Salzhydrolyse erhöht die Ionenkonzentration H + oder ER – . Dies führt zu einer Verschiebung des Ionengleichgewichts von Wasser und verleiht der Lösung je nach Art des Salzes ein saures oder alkalisches Milieu (siehe Beispiele zur Problemlösung).

Elektrolytische Dissoziation - Dies ist der Prozess der Zersetzung von Elektrolytmolekülen in Ionen unter Einwirkung polarer Lösungsmittelmoleküle.

Normalerweise ist der Grad der Dissoziation ( α ) werden in Bruchteilen einer Einheit oder % ausgedrückt:

wo n ist die Anzahl der Teilchen, die einer elektrolytischen Dissoziation unterzogen werden;

n 0 ist die Gesamtzahl der Teilchen in der Lösung.

Starke Elektrolyte - fast alle Salze, lösliche Basen ( NaOH, KOH, Ba(Oh) 2 usw.), anorganische Säuren ( H 2 ALSO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, HALLO usw) .

Schwache Elektrolyte- unlösliche Basen u NH 4 Oh, anorganische Säuren ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 etc.), organische Säuren und Wasser H 2 Ö.

Starke Elektrolyte dissoziieren fast vollständig in Ionen (d. h. der Dissoziationsprozess ist irreversibel) und in einem Schritt:

HCl=H + +Kl – H 2 ALSO 4 = 2 Std + +SO 4 2–

1.H 2 ALSO 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + +SO 3 2-

Zwischen Zu D und α Es besteht ein quantitativer Zusammenhang

(13)

Die Beziehung (13) wird als Ostwald-Verdünnungsgesetz bezeichnet: der Dissoziationsgrad eines schwachen Elektrolyten nimmt mit der Verdünnung der Lösung zu.

Für schwache Elektrolyte, wenn α  1, Zu D = α 2 AUS.

Wasser ist ein schwacher Elektrolyt, daher dissoziiert es reversibel:

H 2 Ö ⇄ H + + Oh – ∆ H\u003d + 56,5 kJ / mol

Wasserdissoziationskonstante:

Zu D [ H 2 Ö] = [ H + ]∙[ Oh - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ Oh - ] = 10 -14 = K W ist das Ionenprodukt von Wasser

Da die Konzentrationen von Wasserstoffkationen und Hydroxidionen in Wasser gleich sind, gilt: [ H + ] = [ Oh - ] =
.

Je nach Konzentration an Wasserstoffionen werden drei Medien unterschieden.

schwache Säure und starke Base ( NaCH 3 GURREN, N / A 2 CO 3 , N / A 2 S, );

schwache Base und starke Säure NH 4 Kl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

schwache Base und schwache Säure NH 4 CN, NH 4 CH 3 GURREN).

Salze, die durch eine starke Säure und eine starke Base gebildet werden, unterliegen keiner Hydrolyse: N / A 2 ALSO 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ usw.

Lektion: Elektrolytische Dissoziation. Wasserstoffindex. Ionenaustauschreaktionen
Ziele: das Wissen der Schüler über die elektrolytische Dissoziation zu systematisieren. Zeigen Sie die wissenschaftliche Meisterleistung der Begründer der Theorie. Zeigen Sie die Abhängigkeit der Eigenschaften von Stoffen von ihrer Struktur. Das von den Studierenden zum Thema erworbene Wissen in ein System zu bringen.
Aufgaben: Verbessern Sie die Fähigkeiten und Fertigkeiten zum Erstellen von Dissoziationsgleichungen, Ionengleichungen und Hydrolysegleichungen. Um die Fähigkeit zu bilden, die Umgebung von Lösungen verschiedener Salze vorherzusagen. Das Wissen der Studierenden über die Hydrolyse organischer Substanzen zu systematisieren. Entwickeln Sie die Fähigkeit zu beobachten, zu analysieren und Schlussfolgerungen zu ziehen.
Ausrüstung und Reagenzien : Multimedia-Projektor, Computer.

Während des Unterrichts

Zeit organisieren

Aktualisierung des Grundwissens:

Die Schüler antworten gemäß dem Plan:
Wie groß ist die elektrische Leitfähigkeit von Lösungen?
- Elektrolytische Dissoziation von Salzen, Basen und Säuren.
- Mechanismus der elektrolytischen Dissoziation von Stoffen mit ionischer Bindung.

Einführung in das Studium eines neuen Themas:Warum leiten Lösungen von Säuren, Salzen und Laugen Strom?

Warum ist der Siedepunkt einer Elektrolytlösung immer höher als der Siedepunkt einer Nicht-Elektrolytlösung gleicher Konzentration?

Neues lernen:

1. Das Konzept der elektrolytischen Dissoziation

1887 ein schwedischer PhysikerChemiker Svante Arrhenius, Er untersuchte die elektrische Leitfähigkeit wässriger Lösungen und schlug vor, dass sich Substanzen in solchen Lösungen in geladene Teilchen zersetzen – Ionen, die sich zu den Elektroden bewegen können – eine negativ geladene Kathode und eine positiv geladene Anode.

Das ist der Grund für den elektrischen Strom in Lösungen. Dieser Vorgang wird aufgerufenelektrolytische Dissoziation (wörtliche Übersetzung - Spaltung, Zersetzung unter Einfluss von Elektrizität). Dieser Name legt auch nahe, dass die Dissoziation unter Einwirkung eines elektrischen Stroms auftritt. Weitere Untersuchungen zeigten, dass dem nicht so ist: Ionen sind nur Ladungsträger in Lösung und existieren darin, unabhängig davon, ob Strom durch die Lösung fließt oder nicht. Unter aktiver Beteiligung von Svante Arrhenius wurde die Theorie der elektrolytischen Dissoziation formuliert, die oft nach diesem Wissenschaftler benannt wird. Die Hauptidee dieser Theorie ist, dass sich Elektrolyte unter Einwirkung eines Lösungsmittels spontan in Ionen zersetzen. Und diese Ionen sind Ladungsträger und für die elektrische Leitfähigkeit der Lösung verantwortlich.

Elektrischer Strom ist die gerichtete Bewegung freier geladener Teilchen. Sie wissen bereits, dass Lösungen und Schmelzen von Salzen und Laugen elektrisch leitfähig sind, da sie nicht aus neutralen Molekülen bestehen, sondern aus geladenen Teilchen – Ionen. Beim Schmelzen oder Auflösen werden Ionenfrei Träger elektrischer Ladung.

Der Vorgang des Zerfalls eines Stoffes in freie Ionen während seiner Auflösung oder seines Schmelzens wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet.

2. Das Wesen des Prozesses der elektrolytischen Dissoziation von Salzen

Das Wesen der elektrolytischen Dissoziation besteht darin, dass Ionen unter dem Einfluss eines Wassermoleküls frei werden. Abb.1. Der Prozess der Zersetzung des Elektrolyten in Ionen wird anhand einer chemischen Gleichung dargestellt. Schreiben wir die Dissoziationsgleichung für Natriumchlorid und Calciumbromid. Die Dissoziation von einem Mol Natriumchlorid erzeugt ein Mol Natriumkationen und ein Mol Chloridanionen.NaCl ⇄ Na+ + Cl-

Die Dissoziation von einem Mol Calciumbromid erzeugt ein Mol Natriumkationen und zwei Mol Bromidanionen.

CaBr2 ⇄ Ca2+ + 2Br-

Beachte: Da die Formel eines elektrisch neutralen Teilchens auf der linken Seite der Gleichung steht, muss die Gesamtladung der Ionen gleich Null sein.

Fazit : Während der Dissoziation von Salzen werden Metallkationen und Anionen des Säurerests gebildet.

3. Das Wesen des Prozesses der elektrolytischen Dissoziation von Alkalien

Betrachten Sie den Prozess der elektrolytischen Dissoziation von Alkalien. Schreiben wir die Dissoziationsgleichung in eine Lösung aus Kaliumhydroxid und Bariumhydroxid.

Die Dissoziation von einem Mol Kaliumhydroxid erzeugt ein Mol Kaliumkationen und ein Mol Hydroxidanionen.KOH ⇄ K+ +OH-

Die Dissoziation von einem Mol Bariumhydroxid erzeugt ein Mol Bariumkationen und zwei Mol Hydroxidanionen.Ba(OH)2 ⇄ Ba2+ + 2OH-

Fazit: bei der elektrolytischen Spaltung von Alkalien entstehen Metallkationen und Hydroxidanionen.

Wasserunlösliche Basen unterliegen praktisch keiner elektrolytischen Dissoziation, da sie in Wasser praktisch unlöslich sind und sich beim Erhitzen zersetzen, so dass sie nicht in einer Schmelze erhalten werden können.

4. Das Wesen des Prozesses der elektrolytischen Dissoziation von Säuren

Betrachten Sie den Prozess der elektrolytischen Dissoziation von Säuren. Säuremoleküle werden durch eine polare kovalente Bindung gebildet, was bedeutet, dass Säuren nicht aus Ionen, sondern aus Molekülen bestehen.

Es stellt sich die Frage - wie dissoziiert dann die Säure, d.h. wie bilden sich in Säuren freie geladene Teilchen? Es stellt sich heraus, dass Ionen in sauren Lösungen genau während der Auflösung gebildet werden.

Betrachten Sie den Prozess der elektrolytischen Dissoziation von Chlorwasserstoff in Wasser, aber dafür werden wir die Struktur der Moleküle von Chlorwasserstoff und Wasser aufschreiben. Beide Moleküle werden durch eine kovalente polare Bindung gebildet. Die Elektronendichte im Chlorwasserstoffmolekül wird zum Chloratom und im Wassermolekül zum Sauerstoffatom verschoben. Das Wassermolekül ist in der Lage, das Wasserstoffkation vom Chlorwasserstoffmolekül abzureißen, und es entsteht das Hydroniumkation H3O +.

Dann sieht die Gleichung für die Dissoziation von Chlorwasserstoff so aus:HCl ⇄ H+ + Cl-

5. Stufenweise Dissoziation von Säuren

Stufenweise Dissoziation von Schwefelsäure

Betrachten Sie den Prozess der elektrolytischen Dissoziation von Schwefelsäure. Schwefelsäure dissoziiert schrittweise in zwei Stufen.

I–I-Stadium der Dissoziation

In der ersten Stufe wird ein Wasserstoffkation abgespalten und ein Hydrosulfatanion gebildet.

H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-

Hydrosulfat-Anion.

II - I Stadium der Dissoziation

In der zweiten Stufe erfolgt eine weitere Dissoziation von Hydrosulfatanionen.HSO4- ⇄ H+ + SO42-

Dieses Stadium ist reversibel, dh die entstehenden Sulfationen können Wasserstoffkationen an sich binden und sich in Hydrosulfat - Anionen verwandeln. Dies wird durch das Reversibilitätszeichen angezeigt.

Es gibt Säuren, die schon im ersten Stadium nicht vollständig dissoziieren - solche Säuren sind schwach. Zum Beispiel Kohlensäure H2CO3.

Der Wasserstoffindex charakterisiert die Konzentration freier Wasserstoffionen in Wasser.

Zur Vereinfachung der Anzeige wurde ein spezieller Indikator namens pH eingeführt, der der Logarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen ist, genommen mit dem entgegengesetzten Vorzeichen, d.h. pH = -log.

Vereinfacht gesagt wird der pH-Wert durch das Mengenverhältnis von H-Ionen im Wasser bestimmt + und er - entsteht bei der Dissoziation von Wasser. Wenn das Wasser einen reduzierten Gehalt an freien Wasserstoffionen (pH > 7) im Vergleich zu OH-Ionen hat - , dann reagiert das Wasser alkalisch und mit einem erhöhten Gehalt an H-Ionen + (pH<7)- кислую. В идеально чистой дистиллированной воде эти ионы будут уравновешивать друг друга. В таких случаях вода нейтральна и рН=7. При растворении в воде различных химических веществ этот баланс может быть нарушен, что приводит к изменению уровня рН.

Reflexion: Komponiere einen Cinquain

T/W:

Zusammenfassung der Lektion

In dieser Lektion haben Sie gelernt, dass Lösungen von Säuren, Salzen und Laugen elektrisch leitfähig sind, da bei ihrer Auflösung geladene Teilchen entstehen - Ionen. Dieser Vorgang wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet. Bei der Dissoziation von Salzen entstehen Metallkationen und Anionen von Säureresten. Bei der Dissoziation von Alkalien entstehen Metallkationen und Hydroxidanionen. Bei der Dissoziation von Säuren entstehen Wasserstoffkationen und Anionen des Säurerestes.

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