Elektrolyyttiliuoksissa dissosiaatio etenee peruuttamattomasti. Elektrolyyttinen dissosiaatio

Lyhennetty ioniyhtälö H + + OH - \u003d H 2 O vastaa typpihapon vuorovaikutusta:

1) natriumoksidi

2) kuparihydroksidi

3) natriumhydroksidi

Vastaus: 3

Selitys:

Typpihappo on vahva happo, joten melkein kaikki sen molekyylit hajoavat H + -kationeiksi ja NO 3 -anioneiksi. Vahvat vesiliukoiset emäkset hajoavat hydroksidi-ioneiksi OH −, ts. alkali. Kaikista tehtävässä esitetyistä vastauksista sopii natriumhydroksidi, joka hajoaa vesiliuoksessa Na +:ksi ja OH -:ksi.

Täydellinen ioniyhtälö NaOH:n ja HNO 3:n reaktiolle: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. Pelkistetään samat ionit yhtälön vasemmalla ja oikealla puolella, saamme tehtävässä esitetyn pelkistetyn ionisen yhtälön. Tämä reaktio etenee heikosti dissosioituvan aineen - veden - muodostumisen vuoksi.

Natriumoksidi ei hajoa vedessä, vaan reagoi sen kanssa muodostaen alkalia:

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

Kuparihydroksidi on liukenematon emäs eikä siksi hajoa vedessä.

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

Lyhennetty ioniyhtälö: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

Vesiliukoinen KNO 3 -suola ei anna hydroksidi-ioneja dissosioituessaan. Koska se on vahva elektrolyytti, se hajoaa K + -kationeiksi ja NO 3 -anioneiksi -

Sakka muodostuu, kun rikkihappoa lisätään ioneja sisältävään liuokseen:

1) NH4+ ja NO3-

2) K + ja SiO 3 2−

Vastaus: 2

Selitys:

Rikkihappo on vahva elektrolyytti ja hajoaa vedessä ioneiksi: H + ja SO 4 2-. Kun H + -kationit ovat vuorovaikutuksessa SiO 3 2− -anionien kanssa, muodostuu veteen liukenematonta piihappoa H 2 SiO 3 .

Rikkihapon SO 4 2- happojäännös ei muodosta sakkaa ehdotettujen kationien kanssa, mikä voidaan tarkistaa taulukosta happojen, emästen ja suolojen vesiliukoisuudesta.

H + -kationi, paitsi SiO 3 2− :n kanssa, ei myöskään muodosta sakkaa ehdotettujen anionien kanssa.

Lyhennetty ioniyhtälö Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2 vastaa seuraavien vuorovaikutusta:

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

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

3) CuCl2 (p-p) ja NaOH (p-p)

Vastaus: 3

Selitys:

Ensimmäisessä tapauksessa kuparisulfaatin CuSO 4:n ja rauta(III)hydroksidin Fe(OH)3:n välinen reaktio ei etene, koska rautahydroksidi on liukenematon emäs eikä hajoa vesiliuoksessa.

Toisessa tapauksessa reaktio ei myöskään etene kuparisulfidin CuS:n liukenemattomuuden vuoksi.

Kolmannessa muunnelmassa kuparikloridin (II) ja NaOH:n välinen vaihtoreaktio etenee Cu(OH) 2:n saostumisen vuoksi.

Reaktioyhtälö molekyylimuodossa on seuraava:

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

Tämän reaktion yhtälö täysin ionisessa muodossa on:

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

Pelkistämällä samat ionit Na + ja Cl - täyden ioniyhtälön vasemmalla ja oikealla puolella, saadaan pelkistetty ioniyhtälö:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

Kuparioksidi CuO (II), joka on siirtymämetallin oksidi (ryhmä IA), ei ole vuorovaikutuksessa veden kanssa, koska se ei muodosta liukoista emästä.

Kupari(II)kloridin ja kaliumhydroksidin liuosten vuorovaikutus vastaa pelkistettyä ioniyhtälöä:

1) Cl - + K + = KCl

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

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

Vastaus: 4

Selitys:

Vaihtoreaktio kupari(II)kloridin ja molekyylimuodossa olevan kaliumhydroksidin liuosten välillä on kirjoitettu seuraavasti:

CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KCl

Reaktio tapahtuu sinisen Cu(OH)2:n saostuman vuoksi.

CuCl 2 ja KOH ovat liukoisia yhdisteitä, joten liuoksessa ne hajoavat ioneiksi.

Kirjoitamme reaktion täydessä ionisessa muodossa:

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

Pelkistetään identtiset ionit 2Cl − ja 2K +

täyden ioniyhtälön vasemmalla ja oikealla puolella ja saamme pelkistetyn ioniyhtälön:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

KCl, CuCl 2 ja KOH ovat liukoisia aineita ja hajoavat vesiliuoksessa lähes täydellisesti kationeiksi ja anioneiksi. Muissa ehdotetuissa vastauksissa nämä yhdisteet esiintyvät dissosioitumattomassa muodossa, joten vaihtoehdot 1, 2 ja 3 eivät ole oikein.

Mikä lyhennetty ioniyhtälö vastaa natriumsilikaatin vuorovaikutusta typpihapon kanssa?

1) K + + NO 3 - = KNO 3

2) H+ + NO3- = HNO3

3) 2H + + Si032- = H2SiO3

Vastaus: 3

Selitys:

Natriumsilikaatin vuorovaikutuksen reaktio typpihapon kanssa (vaihtoreaktio) molekyylimuodossa on kirjoitettu seuraavasti:

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

Koska natriumsilikaatti on liukoinen suola ja typpihappo on vahvaa, molemmat liuoksessa olevat aineet hajoavat ioneiksi. Kirjoitamme reaktion täydessä ionisessa muodossa:

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

Si032- + 2H+ = H2SiO3↓

Muut ehdotetut vaihtoehdot eivät heijasta reaktion merkkiä - saostumista. Lisäksi esitetyissä vastausvaihtoehdoissa KNO 3:n ja K 2 SiO 3:n liukoiset suolat sekä vahva happo HNO 3 esitetään dissosioitumattomassa muodossa, mikä ei tietenkään pidä paikkaansa, koska nämä aineet ovat vahvoja elektrolyyttejä.

Lyhennetty ioniyhtälö Ba 2+ + SO 4 2− =BaSO 4 vastaa vuorovaikutusta

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

2) Ba (OH) 2 ja CuSO 4

3) BaO ja H2S04

Vastaus: 1

Selitys:

Bariumnitraatin vuorovaikutuksen reaktio natriumsulfaatin kanssa (vaihtoreaktio) molekyylimuodossa on kirjoitettu seuraavasti:

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

Koska bariumnitraatti ja natriumsulfaatti ovat liukoisia suoloja, molemmat liuoksessa olevat aineet dissosioituvat ioneiksi. Kirjoitamme reaktion täydessä ionisessa muodossa:

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

Pelkistettyämme Na + ja NO 3 − -ionit yhtälön vasemmalla ja oikealla puolella, saamme pelkistetyn ionisen yhtälön:

Ba 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓

Bariumhydroksidin vuorovaikutuksen reaktio kuparisulfaatin kanssa (vaihtoreaktio) molekyylimuodossa on kirjoitettu seuraavasti:

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

Muodostuu kaksi sakkaa. Koska bariumhydroksidi ja kuparisulfaatti ovat liukoisia aineita, molemmat dissosioituvat ioneiksi liuoksessa. Kirjoitamme reaktion täydessä ionisessa muodossa:

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

Bariumoksidin vuorovaikutuksen reaktio rikkihapon kanssa (vaihtoreaktio) molekyylimuodossa on kirjoitettu seuraavasti:

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

Koska BaO on oksidi, se ei hajoa vedessä (BaO on vuorovaikutuksessa veden kanssa muodostaen alkalia), kirjoitamme BaO-kaavan dissosioitumattomassa muodossa. Rikkihappo on vahvaa, joten se dissosioituu liuoksessa H + -kationeiksi ja SO 4 2− -anioneiksi. Reaktio etenee bariumsulfaatin saostumisen ja vähän dissosioituvan aineen muodostumisen vuoksi. Kirjoitamme reaktion täydessä ionisessa muodossa:

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

Myös tässä yhtälön vasemmalla ja oikealla puolella ei ole identtisiä ioneja ja mitään on mahdotonta pelkistää, jolloin pelkistetty ioniyhtälö näyttää samalta kuin täydellinen.
Bariumkarbonaatin vuorovaikutuksen reaktio rikkihapon kanssa (vaihtoreaktio) molekyylimuodossa on kirjoitettu seuraavasti:

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

Reaktio etenee johtuen sakan muodostumisesta, kaasun kehittymisestä ja heikosti dissosioituvan yhdisteen - veden - muodostumisesta. Koska BaCO 3 on liukenematon suola, joten se ei hajoa ioneiksi liuoksessa, kirjoitamme kaavan BaCO 3 molekyylimuodossa. Rikkihappo on vahvaa, joten se dissosioituu liuoksessa H + -kationeiksi ja SO 4 2− -anioneiksi. Kirjoitamme reaktion täydessä ionisessa muodossa:

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

Täysiioniyhtälö on sama kuin pelkistetty yhtälö, koska yhtälön vasemmalla ja oikealla puolella ei ole identtisiä ioneja.

Pelkistetty ioniyhtälö Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3 vastaa vuorovaikutusta

1) bariumsulfaatti ja kaliumkarbonaatti

2) bariumhydroksidi ja hiilidioksidi

3) bariumkloridi ja natriumkarbonaatti

4) bariumnitraatti ja hiilidioksidi

Vastaus: 3

Selitys:

Bariumsulfaatin BaSO 4:n ja kaliumkarbonaatin K 2CO 3:n välinen reaktio ei etene, koska bariumsulfaatti on liukenematon suola. Kahden suolan vaihdon välttämätön edellytys on molempien suolojen liukoisuus.

Bariumhydroksidin Ba(OH) 2:n ja hiilidioksidin CO 2:n (happooksidin) välinen reaktio tapahtuu liukenemattoman suolan BaCO 3:n muodostumisen vuoksi. Tämä on alkalin reaktio happooksidin kanssa suolan ja veden muodostamiseksi. Kirjoita reaktio molekyylimuodossa:

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

Koska bariumhydroksidi on liukoinen emäs, se dissosioituu liuoksessa Ba 2+ -kationeiksi ja OH-hydroksidi-ioneiksi. Hiilimonoksidi ei dissosioidu vedessä, joten ioniyhtälöissä sen kaava tulisi kirjoittaa molekyylimuodossa. Bariumkarbonaatti on liukenematon suola, joten ionireaktioyhtälössä se kirjoitetaan myös molekyylimuodossa. Siten bariumhydroksidin ja hiilidioksidin vuorovaikutusreaktio täysin ionisessa muodossa on seuraava:

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

Koska yhtälön vasemmalla ja oikealla puolella ei ole identtisiä ioneja ja on mahdotonta pelkistää mitään, pelkistetty ioniyhtälö näyttää samalta kuin täydellinen.

Bariumkloridin vuorovaikutuksen reaktio natriumkarbonaatin kanssa (vaihtoreaktio) molekyylimuodossa on kirjoitettu seuraavasti:

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

Koska bariumkloridi ja natriumkarbonaatti ovat liukoisia suoloja, molemmat liuoksessa olevat aineet dissosioituvat ioneiksi. Kirjoitamme reaktion täydessä ionisessa muodossa:

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

Pelkistämällä Na + ja Cl − -ionit yhtälön vasemmassa ja oikeassa osassa, saadaan pelkistetty ioniyhtälö:

Ba 2+ + CO 3 2- \u003d BaCO 3 ↓

Bariumnitraatin Ba (NO 3) 2:n ja hiilidioksidin CO 2:n (hapan oksidi) välinen reaktio ei etene vesiliuoksessa. Hiilidioksidi CO 2 muodostaa vesiliuoksessa heikon epästabiilin hiilihapon H 2 CO 3 , joka ei pysty syrjäyttämään vahvaa HNO 3:a Ba(NO 3) 2 -suolaliuoksesta.

Laskentakaavat.

1. Laske happoliuoksen (op. nro 1) tai alkaliliuoksen (op. nro 2) normaalipitoisuus liuosten ekvivalenttien lain kaavasta:

2. Laske hapon (op. nro 1) tai emäksen (op. nro 2) massa 10 ml:ssa vastaavaa liuosta normaalikonsentraatiokaavasta:

3. Laske veden (liuottimen) massa 10 ml:ssa liuosta olettaen, että liuoksen tiheys on 1:

4. Laske annetut pitoisuudet saatujen tietojen perusteella sopivilla kaavoilla.

Lab #5

Tavoite: tutkia ioninvaihtoreaktioiden esiintymisolosuhteita ja sääntöjä ioninvaihtoreaktioiden kirjoittamiselle molekyyli- ja ionimolekyylimuodossa.

Teoreettinen osa.

elektrolyyttinen dissosiaatio kutsutaan elektrolyyttimolekyylien osittaiseksi tai täydelliseksi hajoamiseksi ioneiksi polaaristen liuotinmolekyylien vaikutuksesta. Dissosiaatio tapahtuu elektrolyyttimolekyylien ja polaaristen liuotinmolekyylien monimutkaisen fysikaalis-kemiallisen vuorovaikutuksen seurauksena. Ionien vuorovaikutusta polaaristen liuotinmolekyylien kanssa kutsutaan ionien solvataatioksi (vesiliuoksille - hydraatioksi). Solvatoituneita ioneja muodostuu elektrolyyttiliuoksissa.

Elektrolyytit johtavat sähkövirtaa, koska liuoksissa on varautuneita hiukkasia: kationeja ja anioneja.

Kvantitatiivisesti dissosiaatioprosessi on karakterisoitu elektrolyyttisen dissosiaation aste α. Dissosiaatioaste on ioneiksi hajoneiden molekyylien lukumäärän n suhde liuenneen aineen molekyylien kokonaismäärään N:

Dissosiaatioaste ilmaistaan prosentteina tai yksikön murto-osina.

Elektrolyytit jaetaan kolmeen ryhmään: a) vahvat (α> 30 %), b) keskirasvat (3<α<30%), в) слабые (α<3%).

Oppikirjallisuus sisältää taulukoita happojen, emästen ja suolojen dissosiaatioasteista. Dissosiaatioaste riippuu liuenneen aineen ja liuottimen luonteesta, lämpötilasta, pitoisuudesta ja samojen ionien läsnäolosta liuoksessa. Heikoilla elektrolyyteillä dissosiaatioaste riippuu merkittävästi pitoisuudesta: mitä pienempi liuoksen pitoisuus, sitä suurempi on elektrolyyttinen dissosiaatioaste.

On paljon kätevämpää karakterisoida elektrolyyttien kykyä dissosioitua liuokseksi dissosiaatiovakio K , joka ei riipu liuoksen pitoisuudesta. Dissosiaatiovakio K on heikon elektrolyytin - hapon tai emäksen - palautuvan dissosiaatioprosessin tasapainovakio. Happojen dissosiaatiovakiota kutsutaan myös happamuusvakioksi ja emäksiä emäksisyysvakioksi. Heikkojen elektrolyyttien dissosiaatiovakioiden arvot on annettu standardiolosuhteiden taulukoissa.

Dissosiaatiovakio (emäksisyys) ilmaistaan tietyn heikon elektrolyytin liuoksessa olevien ionien tasapainopitoisuuksien tulon suhteena dissosioitumattomien molekyylien pitoisuuteen:

Dissosiaatiovakio on heikkojen elektrolyyttien suhteellisen vahvuuden mitta: mitä pienempi se on, sitä heikompi elektrolyytti. Heikon binäärisen elektrolyytin vakion ja dissosiaatioasteen välinen suhde noudattaa Ostwaldin jalostuslaki:

Elektrolyyttisen dissosiaation näkökulmasta happoja kutsutaan elektrolyyteiksi, jotka muodostavat positiivisesti varautuneita vetynooneja ja happojäännöksen anioneja vesiliuoksissa. Vetyionit ovat tyypillisiä hapoille ja määrittävät niiden ominaisuudet. Hapot, jotka ovat vahvoja elektrolyyttejä: typpi HNO 3, kloorivety HCl, bromivety HBr, jodivety HJ, rikkihappo H 2 SO 4, mangaani HMnO 4 ja muut.

Heikkoja elektrolyyttejä on enemmän kuin vahvoja. Heikkoja elektrolyyttejä ovat hapot: rikkipitoinen H 2 SO 3, fluorivety HF, kivihiili H 2 CO 3, rikkivety H 2 S, etikkahappo CH 3 COOH jne. Moniemäksiset hapot dissosioituvat vaiheittain. Esimerkkejä happodissosiaatiosta:

HCl = H + + Cl-

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

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

tai H 2SO 3 2H + + SO 3 2-,

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

Elektrolyyttisen dissosiaation näkökulmasta emäkset ovat elektrolyyttejä, jotka muodostavat negatiivisesti varautuneita OH-hydroksidi-ioneja ja metallikationeja vesiliuoksissa. Hydroksidi-ionit määrittävät emästen yleiset ominaisuudet. Emäkset, joiden kationivalenssi on suurempi kuin yksi, dissosioituvat vaiheittain. Vahvat elektrolyytit ovat emäksiä, joissa alkali- ja maa-alkalimetallit ovat kationeja, paitsi Be (OH) 2 ja Mg (OH) 2.

Yleensä emäkset ovat heikkoja elektrolyyttejä, erityisesti amfoteeristen metallien muodostamia. Amfoteeriset hydroksidit dissosioituvat emäksinä happamassa väliaineessa ja happoina emäksisessä väliaineessa. Esimerkkejä emästen ja amfoteeristen hydroksidien dissosiaatiosta:

NaOH \u003d Na + + OH -

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

II Art. FeOH + Fe 2+ + OH - tai Fe (OH) 2 Fe 2+ + 2OH -

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

Suolat ovat elektrolyyttejä, jotka hajoavat vedessä positiivisiksi metalli-ioneiksi ja happojäämän negatiivisiksi ioneiksi Kaikki suolat, jotka liukenevat helposti veteen, ovat vahvoja elektrolyyttejä. Esimerkkejä normaalien (keskikokoisten), happamien, emäksisten, kompleksisten ja kaksoissuolojen dissosiaatiosta:

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

NaHC03 \u003d Na + + HCO 3-; KA1(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-.

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

Erilaisten reaktioiden tutkiminen, pääasiassa vedettömissä väliaineissa, johti yleisempien käsitysten luomiseen hapoista ja emäksistä. Nykyaikaisista happojen ja emästen teorioista tärkein on protoniteoria, jonka mukaan happo on protonin luovuttaja, eli hiukkanen (molekyyli tai ioni), joka pystyy luovuttamaan vetyionin - protonin ja emäs on protonin vastaanottaja, ts. hiukkanen (molekyyli tai ioni), joka pystyy ottamaan vastaan protonin. Esimerkiksi vastauksena:

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

C1-ioni on emäs, joka on konjugoitu HCl-happoon, ja NH4+-ioni on happokonjugaatti NH3-emäkseen. Elektrolyyttiliuoksissa reaktiot etenevät ionien välillä, joihin liuenneiden aineiden molekyylit hajoavat. Reaktiot kirjoitetaan kolmessa muodossa: molekyyli-, täydellinen ioni-molekyyli- ja pelkistetty ioni-molekyyli. Vahvat elektrolyytit kirjoitetaan ionien, keskisuurten ja heikkojen elektrolyyttien, saostumien ja kaasujen muodossa - molekyylien muodossa. Reaktion olemus heijastuu lyhennetyssä ioni-molekyyliyhtälössä, jossa ilmoitetaan vain suoraan reaktioon menevät hiukkaset, eikä ioneja ja molekyylejä, joiden pitoisuus ei muutu merkittävästi, ole merkitty. Elektrolyyttien väliset reaktiot etenevät kohti kaasun, sakan tai heikomman aineen muodostumista

elektrolyyttiä.

Esimerkki reaktiosta elektrolyyttiliuoksissa: vahvan typpihapon neutralointi heikolla emäksellä (ammoniumhydroksidi). Molekyylireaktioyhtälö:

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

Tässä reaktiossa vahvoja elektrolyyttejä ovat typpihappo ja tuloksena oleva ammoniumnitraattisuola, jotka on kirjoitettu ionien muodossa, ja heikkoja elektrolyyttejä ovat ammoniumhydroksidi ja vesi, jotka on kirjoitettu molekyylien muodossa. Täydellinen ioni-molekyyliyhtälö on muodossa:

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

Kuten näette, vain NO 3 -ionit eivät muutu reaktion aikana, pois lukien ne, kirjoitamme pelkistetyn ioni-molekyyliyhtälön:

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

Käytännön osa

Ioni-molekyylinvaihtoreaktiot

Suorita elektrolyyttiliuosten väliset reaktiot tehtävän mukaisesti. Kaada tätä varten 7-8 tippaa yhtä reagenssia koeputkeen ja lisää 7-8 tippaa toista reagenssia. Huomioi reaktion merkit: saostuminen, kaasun kehittyminen tai hajun muutos (mikä viittaa vähän dissosioituvan aineen muodostumiseen).

Sitten, havaittujen merkkien mukaisesti, määritä reaktio johonkin kolmesta tyypistä:

1) ioninvaihtoreaktiot, joissa muodostuu huonosti liukenevaa ainetta (sakka);

2) ioninvaihtoreaktiot kaasun kehittymisen kanssa;

3) ioninvaihtoreaktiot, joissa muodostuu heikko elektrolyytti.

Kirjoita jokainen reaktio kolmeen muotoon:

a) molekyyli

b) täydellinen ionimolekyylinen,

c) lyhennetty ioni-molekyyli.

Tee johtopäätös ioninvaihtoreaktioiden suunnasta.

Tehtävälista:

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 2CO 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. ZnS043 + KOH ex 54. (CH 3 COO) 2 Pb + H 2 SO 4 55. NaHC03 + 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 ex 62. ZnCl 2 + NaOH 63. ZnCl 2 + NaOH ex 64. MnSO 4 + KOH 65 MnSO 4 + Na 3PO 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

Lab #6

Elektrolyyttinen dissosiaatio - tämä on prosessi, jossa elektrolyyttimolekyylit hajoavat ioneiksi polaaristen liuotinmolekyylien vaikutuksesta.

elektrolyytit- Nämä ovat aineita, joiden sulat tai vesiliuokset johtavat sähkövirtaa. Näitä ovat happoliuokset, sulatteet sekä alkalien ja suolojen liuokset. Ei-elektrolyytit ovat aineita, jotka eivät johda sähköä. Näihin kuuluu monia orgaanisia aineita.

Elektrolyyttejä, jotka dissosioituvat lähes kokonaan ioneiksi, kutsutaan vahva; elektrolyyttejä, jotka hajoavat osittain ioneiksi, kutsutaan heikko. Dissosiaation täydellisyyden kvantifioimiseksi otetaan käyttöön dissosiaatioasteen käsite. Dissosiaatioaste elektrolyyttiä kutsutaan ioneiksi hajoaneiden molekyylien lukumäärän suhteeksi liuoksessa olevien molekyylien kokonaismäärään.

Yleensä dissosiaatioaste ( α ) ilmaistaan yksikön murto-osina tai prosentteina:

missä n on elektrolyyttiselle dissosiaatiolle altistettujen hiukkasten lukumäärä;

n 0 on hiukkasten kokonaismäärä liuoksessa.

Vahvat elektrolyytit - melkein kaikki suolat, liukoiset emäkset ( NaOH, KOH, Ba(vai niin) 2 jne.), epäorgaaniset hapot ( H 2 NIIN 4 , HCl, HNO 3 , HBr, HEI jne) .

Heikot elektrolyytit- liukenemattomat emäkset ja NH 4 vai niin, epäorgaaniset hapot ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 jne.), orgaaniset hapot ja vesi H 2 O.

Vahvat elektrolyytit dissosioituvat ioneiksi lähes täydellisesti (eli dissosiaatioprosessi on peruuttamaton) ja yhdessä vaiheessa:

HCl=H + +Cl – H 2 NIIN 4 = 2H + + NIIN 4 2–

Heikot elektrolyytit dissosioituvat osittain (eli dissosiaatioprosessi on palautuva) ja vaiheittain . Esimerkiksi moniemäksisille hapoille yksi vetyioni irtoaa kussakin vaiheessa:

1. H 2 NIIN 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + NIIN 3 2-

Siten moniemäksisten happojen vaiheiden lukumäärä määräytyy hapon emäksisyyden (vetyionien lukumäärän) mukaan, ja polyhappoemästen vaiheiden lukumäärä määräytyy emäksen happamuuden (tai hydroksyyliryhmien lukumäärän) mukaan. : NH 4 vai niin ⇄ NH 4 + + vai niin – . Elektrolyyttinen dissosiaatioprosessi päättyy kemiallisen tasapainon tilaan muodostumiseen järjestelmään, jolle on tunnusomaista tasapainovakio:

Elektrolyyttisen dissosiaatioprosessin tasapainovakiota kutsutaan dissosiaatiovakioksi - Vastaanottaja D. Dissosiaatiovakio riippuu elektrolyytin laadusta, liuottimen laadusta, lämpötilasta, mutta ei riipu elektrolyytin pitoisuudesta.

Välillä Vastaanottaja D ja α On olemassa määrällinen suhde

(13)

Relaatiota (13) kutsutaan Ostwaldin laimennuslakiksi: heikon elektrolyytin dissosiaatioaste kasvaa liuoksen laimentumisen myötä.

Heikot elektrolyytit, kun α  1, Vastaanottaja D = α 2 FROM.

Vesi on heikko elektrolyytti, joten se hajoaa palautuvasti:

H 2 O ⇄ H + + vai niin – ∆ H\u003d + 56,5 kJ / mol

Veden dissosiaatiovakio:

Veden dissosiaatioaste on hyvin pieni (se on erittäin heikko elektrolyytti). Koska vettä on runsaasti, sen pitoisuutta voidaan pitää vakioarvona ja se on
, sitten

Vastaanottaja D [ H 2 O] = [ H + ]∙[ vai niin - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ vai niin - ] = 10 -14 = K W on veden ioninen tuote

Koska vetykationien ja hydroksidi-ionien pitoisuudet ovat samat vedessä, niin: [ H + ] = [ vai niin - ] =
.

Muiden aineiden (hapot, emäkset, suolat) liukeneminen veteen muuttaa ionien pitoisuutta H + tai HÄN – , ja niiden tulo pysyy aina vakiona ja yhtä suurena kuin 10 -14 lämpötilassa T \u003d 25 0 C. Ionien pitoisuus H + voi toimia liuoksen happamuuden tai emäksisyyden mittana. Yleensä pH-indikaattoria käytetään tähän tarkoitukseen: pH = - lg[ H + ]. Tällä tavalla, PH arvo on vetyionien konsentraation desimaalilogaritmi, otettuna päinvastaisella etumerkillä.

Vetyionien pitoisuudesta riippuen erotetaan kolme väliainetta.

AT neutraali ympäristöön [ H + ] = [ vai niin - ]= 10 -7 mol/l, pH= –lg 10 -7 = 7 . Tämä väliaine on tyypillinen sekä puhtaalle vedelle että neutraaleille liuoksille. AT hapan ratkaisuja [ H + ] > 10 -7 mol/l, pH< 7 . Happamissa ympäristöissä pH vaihtelee sisällä 0 < рН < 7 . AT emäksinen ympäristöissä [ H + ] < [ОН – ] ja [ H + ] < 10 -7 mol/l, Näin ollen pH > 7. pH:n muutoksen rajat: 7 < рН < 14 .

Ioninvaihtoreaktiot (RIO)- Nämä ovat elektrolyyttien vesiliuoksissa esiintyvien ionien välisiä reaktioita. Vaihtoreaktioiden erottuva piirre on, että alkuaineet, jotka muodostavat lähtöaineet, eivät muuta niiden hapetustilaa. Ioninvaihtoreaktiot ovat peruuttamattomia reaktioita ja jatkuvat kunnossa: 1) huonosti liukenevan aineen muodostuminen, 2) kaasumaisen aineen vapautuminen, 3) heikon elektrolyytin muodostuminen.

Kun RIO tapahtuu, vastakkaisesti varautuneet ionit sitoutuvat ja poistuvat reaktiopallosta. Ioninvaihtoreaktioiden olemus ilmaistaan ioniyhtälöillä, jotka toisin kuin molekyyliset osoittavat reaktion todelliset osallistujat. Ioniyhtälöitä laadittaessa tulee ohjata sitä tosiasiaa, että hieman dissosioituvat, vähän liukenevat (saostuvat) ja kaasumaiset aineet kirjoitetaan molekyylimuotoon. Voimakkaasti liukenevat elektrolyytit kirjoitetaan ioneiksi. Siksi ioniyhtälöitä kirjoitettaessa on käytettävä taulukkoa suolojen ja emästen liukoisuudesta veteen.

Hydrolyysi- tämä on suola-ionien vuorovaikutusprosessi vesimolekyylien kanssa, mikä johtaa vähän dissosioituvien yhdisteiden muodostumiseen; on ioninvaihtoreaktioiden erikoistapaus. Hydrolyysissä muodostuu suoloja:

heikko happo ja vahva emäs ( NaCH 3 KUJERTAA, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );

heikko emäs ja vahva happo NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

heikko emäs ja heikko happo NH 4 CN, NH 4 CH 3 KUJERTAA).

Vahvan hapon ja vahvan emäksen muodostamat suolat eivät hydrolyysi: Na 2 NIIN 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ jne.

Suolahydrolyysi lisää ionipitoisuuksia H + tai HÄN – . Tämä johtaa veden ionitasapainon siirtymiseen ja suolan luonteesta riippuen antaa liuokselle happaman tai emäksisen ympäristön (katso esimerkkejä ongelmanratkaisusta).

Elektrolyyttinen dissosiaatio - tämä on prosessi, jossa elektrolyyttimolekyylit hajoavat ioneiksi polaaristen liuotinmolekyylien vaikutuksesta.

Yleensä dissosiaatioaste ( α ) ilmaistaan yksikön murto-osina tai prosentteina:

missä n on elektrolyyttiselle dissosiaatiolle altistettujen hiukkasten lukumäärä;

n 0 on hiukkasten kokonaismäärä liuoksessa.

Vahvat elektrolyytit - melkein kaikki suolat, liukoiset emäkset ( NaOH, KOH, Ba(vai niin) 2 jne.), epäorgaaniset hapot ( H 2 NIIN 4 , HCl, HNO 3 , HBr, HEI jne) .

Heikot elektrolyytit- liukenemattomat emäkset ja NH 4 vai niin, epäorgaaniset hapot ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 jne.), orgaaniset hapot ja vesi H 2 O.

Vahvat elektrolyytit dissosioituvat ioneiksi lähes täydellisesti (eli dissosiaatioprosessi on peruuttamaton) ja yhdessä vaiheessa:

HCl=H + +Cl – H 2 NIIN 4 = 2H + + NIIN 4 2–

Heikot elektrolyytit dissosioituvat osittain (eli dissosiaatioprosessi on palautuva) ja vaiheittain . Esimerkiksi moniemäksisille hapoille yksi vetyioni irtoaa kussakin vaiheessa:

1. H 2 NIIN 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + NIIN 3 2-

Välillä Vastaanottaja D ja α On olemassa määrällinen suhde

(13)

Relaatiota (13) kutsutaan Ostwaldin laimennuslakiksi: heikon elektrolyytin dissosiaatioaste kasvaa liuoksen laimentumisen myötä.

Heikot elektrolyytit, kun α  1, Vastaanottaja D = α 2 FROM.

Vesi on heikko elektrolyytti, joten se hajoaa palautuvasti:

H 2 O ⇄ H + + vai niin – ∆ H\u003d + 56,5 kJ / mol

Veden dissosiaatiovakio:

Veden dissosiaatioaste on hyvin pieni (se on erittäin heikko elektrolyytti). Koska vettä on runsaasti, sen pitoisuutta voidaan pitää vakioarvona ja se on
, sitten

Vastaanottaja D [ H 2 O] = [ H + ]∙[ vai niin - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ vai niin - ] = 10 -14 = K W on veden ioninen tuote

Koska vetykationien ja hydroksidi-ionien pitoisuudet ovat samat vedessä, niin: [ H + ] = [ vai niin - ] =
.

Vetyionien pitoisuudesta riippuen erotetaan kolme väliainetta.

heikko happo ja vahva emäs ( NaCH 3 KUJERTAA, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );

heikko emäs ja vahva happo NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

heikko emäs ja heikko happo NH 4 CN, NH 4 CH 3 KUJERTAA).

Vahvan hapon ja vahvan emäksen muodostamat suolat eivät hydrolyysi: Na 2 NIIN 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ jne.

Oppitunti: Elektrolyyttinen dissosiaatio. Vetyindeksi. Ioninvaihtoreaktiot
Tavoitteet: systematisoida opiskelijoiden tietoa elektrolyyttisesta dissosiaatiosta. Näytä teorian perustajien tieteellinen saavutus. Näytä aineiden ominaisuuksien riippuvuus niiden rakenteesta. Kokoaa opiskelijoiden aiheesta saamat tiedot yhdeksi järjestelmäksi.
Tehtävät: Paranna dissosiaatioyhtälöiden, ioniyhtälöiden ja hydrolyysiyhtälöiden laatimistaitoja ja kykyjä. Muodostaa kyky ennustaa erilaisten suolojen liuosten ympäristöä. Systematisoida opiskelijoiden tietoja orgaanisten aineiden hydrolyysistä. Kehitä kykyä tarkkailla, analysoida ja tehdä johtopäätöksiä.
Laitteet ja reagenssit : multimediaprojektori, tietokone.

Tuntien aikana

Ajan järjestäminen

Perustietojen päivittäminen:

Oppilaat vastaavat suunnitelman mukaan:
Mikä on liuosten sähkönjohtavuus?
- Suolojen, emästen ja happojen elektrolyyttinen dissosiaatio.
- Ionisidoksella olevien aineiden elektrolyyttisen dissosioitumisen mekanismi.

Johdatus uuden aiheen tutkimiseen:Miksi happojen, suolojen ja alkalien liuokset johtavat sähköä?

Miksi elektrolyyttiliuoksen kiehumispiste on aina korkeampi kuin saman pitoisuuden ei-elektrolyyttiliuoksen kiehumispiste?

Uuden materiaalin oppiminen:

1. Elektrolyyttisen dissosiaation käsite

Vuonna 1887 ruotsalainen fyysikkokemisti Svante Arrhenius, tutkiessaan vesiliuosten sähkönjohtavuutta, hän ehdotti, että tällaisissa liuoksissa aineet hajoavat varautuneiksi hiukkasiksi - ioneiksi, jotka voivat siirtyä elektrodeille - negatiivisesti varautuneeksi katodiksi ja positiivisesti varautuneeksi anodiksi.

Tämä on syy ratkaisujen sähkövirtaan. Tätä prosessia kutsutaanelektrolyyttinen dissosiaatio (kirjaimellinen käännös - halkeaminen, hajoaminen sähkön vaikutuksesta). Tämä nimi viittaa myös siihen, että dissosiaatio tapahtuu sähkövirran vaikutuksesta. Lisätutkimukset osoittivat, että näin ei ole: ionit ovat vain varauksenkuljettajia liuoksessa ja ovat liuoksessa riippumatta siitä, kulkeeko virta liuoksen läpi vai ei. Svante Arrheniuksen aktiivisella osallistumisella muotoiltiin elektrolyyttisen dissosiaation teoria, joka on usein nimetty tämän tiedemiehen mukaan. Tämän teorian pääajatuksena on, että elektrolyytit liuottimen vaikutuksesta hajoavat spontaanisti ioneiksi. Ja juuri nämä ionit ovat varauksenkuljettajia ja vastaavat liuoksen sähkönjohtavuudesta.

Sähkövirta on vapaiden varautuneiden hiukkasten suunnattua liikettä. Tiedät jo, että suolojen ja alkalien liuokset ja sulatteet ovat sähköä johtavia, koska ne eivät koostu neutraaleista molekyyleistä, vaan varautuneista hiukkasista - ioneista. Kun ionit sulavat tai liukenevat, niistä tuleevapaa sähkövarauksen kantajat.

Aineen hajoamista vapaiksi ioneiksi sen liukenemisen tai sulamisen aikana kutsutaan elektrolyyttiseksi dissosiaatioksi.

2. Suolojen elektrolyyttisen dissosiaatioprosessin ydin

Elektrolyyttisen dissosiaation ydin on, että ionit vapautuvat vesimolekyylin vaikutuksesta. Kuva 1. Elektrolyytin hajoamisprosessi ioneiksi esitetään kemiallisen yhtälön avulla. Kirjoitetaan dissosiaatioyhtälö natriumkloridille ja kalsiumbromidille. Yhden natriumkloridimoolin dissosioituminen tuottaa yhden moolin natriumkationeja ja yhden moolin kloridianioneja.NaCl ⇄ Na+ + Cl-

Yhden moolin kalsiumbromidia dissosioituminen tuottaa yhden moolin natriumkationeja ja kaksi moolia bromidianioneja.

CaBr2 ⇄ Ca2+ + 2Br-

Huomaa: koska sähköisesti neutraalin hiukkasen kaava on kirjoitettu yhtälön vasemmalle puolelle, ionien kokonaisvarauksen tulee olla nolla.

Johtopäätös : suolojen dissosioitumisen aikana muodostuu happojäännöksen metallikationeja ja anioneja.

3. Alkaleiden elektrolyyttisen dissosiaatioprosessin ydin

Harkitse alkalien elektrolyyttistä dissosiaatioprosessia. Kirjoitetaan dissosiaatioyhtälö kaliumhydroksidin ja bariumhydroksidin liuokseen.

Yhden kaliumhydroksidimoolin dissosioituminen tuottaa yhden moolin kaliumkationeja ja yhden moolin hydroksidianioneja.KOH ⇄ K+ + OH-

Yhden bariumhydroksidimoolin dissosioituminen tuottaa yhden moolin bariumkationeja ja kaksi moolia hydroksidianioneja.Ba(OH)2 ⇄ Ba2+ + 2OH-

Johtopäätös: alkalien elektrolyyttisessä dissosiaatiossa muodostuu metallikationeja ja hydroksidianioneja.

Veteen liukenemattomat emäkset eivät käytännössä joudu elektrolyyttiseen dissosiaatioon, koska ne ovat käytännössä veteen liukenemattomia, ja kuumennettaessa ne hajoavat, joten niitä ei voida sulattaa.

4. Happojen elektrolyyttisen dissosiaatioprosessin ydin

Harkitse happojen elektrolyyttistä dissosiaatioprosessia. Happomolekyylit muodostuvat polaarisesta kovalenttisesta sidoksesta, mikä tarkoittaa, että hapot eivät koostu ioneista, vaan molekyyleistä.

Herää kysymys - miten happo sitten dissosioituu, eli kuinka vapaasti varautuneita hiukkasia muodostuu happoihin? Osoittautuu, että ionit muodostuvat happamissa liuoksissa juuri liukenemisen aikana.

Harkitse kloorivedyn elektrolyyttistä dissosiaatioprosessia vedessä, mutta tätä varten kirjoitamme ylös kloorivedyn ja veden molekyylien rakenteen. Molemmat molekyylit muodostuvat kovalenttisesta polaarisesta sidoksesta. Kloorivetymolekyylin elektronitiheys siirtyy klooriatomiin ja vesimolekyylissä happiatomiin. Vesimolekyyli pystyy repimään vetykationin irti vetykloridimolekyylistä muodostaen näin hydroniumkationin H3O+.

Sitten yhtälö vetykloridin dissosiaatiolle näyttää tältä:HCl ⇄ H+ + Cl-

5. Happojen vaiheittainen dissosiaatio

Rikkihapon vaiheittainen dissosiaatio

Harkitse rikkihapon elektrolyyttistä dissosiaatioprosessia. Rikkihappo dissosioituu vaiheittain, kahdessa vaiheessa.

Dissosiaatiovaihe I–I

Ensimmäisessä vaiheessa irrotetaan yksi vetykationi ja muodostuu hydrosulfaattianioni.

H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-

hydrosulfaattianioni.

II - I dissosiaatiovaihe

Toisessa vaiheessa tapahtuu edelleen hydrosulfaattianionien dissosiaatiota.HSO4- ⇄ H+ + SO42-

Tämä vaihe on palautuva, eli syntyneet sulfaatti-ionit voivat kiinnittää vetykationeja itseensä ja muuttua hydrosulfaatti-anioneiksi. Tämä näkyy palautuvuuden merkillä.

On happoja, jotka eivät hajoa kokonaan edes ensimmäisessä vaiheessa - tällaiset hapot ovat heikkoja. Esimerkiksi hiilihappo H2CO3.

Vetyindeksi kuvaa vapaiden vetyionien pitoisuutta vedessä.

Näytön helpottamiseksi otettiin käyttöön erityinen indikaattori, nimeltään pH, joka on vetyionien pitoisuuden logaritmi otettuna päinvastaisella merkillä, ts. pH = -log.

Yksinkertaisesti sanottuna pH-arvon määrää H-ionien määrällinen suhde vedessä + ja hän - muodostuu veden hajoamisen aikana. Jos vedessä on pienempi vapaiden vetyionien pitoisuus (pH> 7) verrattuna OH-ioneihin - , silloin vedessä on emäksinen reaktio, ja H-ionien määrä on kasvanut + (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.

Heijastus: säveltää cinquain

D/W:

Yhteenveto oppitunnista

Tällä oppitunnilla opit, että happojen, suolojen ja alkalien liuokset ovat sähköä johtavia, koska niiden liukeneessa muodostuu varautuneita hiukkasia - ioneja. Tätä prosessia kutsutaan elektrolyyttiseksi dissosiaatioksi. Suolojen dissosioitumisen aikana muodostuu happamien jäännösten metallikationeja ja anioneja. Alkalien hajoamisen aikana muodostuu metallikationeja ja hydroksidianioneja. Happojen dissosioitumisen aikana muodostuu happojäännöksen vetykationeja ja anioneja.

Portaali opiskelijalle. Itseharjoittelu

AIHEESEEN LIITTYVÄT ARTIKKELIT