Em soluções eletrolíticas, a dissociação ocorre de forma irreversível. Dissociação eletrolítica

A equação iônica abreviada H + + OH - \u003d H 2 O corresponde à interação do ácido nítrico com:

1) óxido de sódio

2) hidróxido de cobre

3) hidróxido de sódio

Resposta: 3

Explicação:

O ácido nítrico é um ácido forte, portanto, quase todas as suas moléculas se dissociam em cátions H + e ânions NO 3 -. Bases solúveis em água fortes dissociam-se em íons hidróxido OH −, ou seja, alcalino. De todas as respostas apresentadas na tarefa, o hidróxido de sódio é adequado, que se decompõe em Na + e OH - em solução aquosa.

A equação iônica completa para a reação de NaOH e HNO 3: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. Reduzindo os mesmos íons à esquerda e à direita na equação, obtemos a equação iônica reduzida apresentada na tarefa. Esta reação ocorre devido à formação de uma substância de baixa dissociação - água.

O óxido de sódio não se dissocia na água, mas reage com ela para formar álcali:

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

O hidróxido de cobre é uma base insolúvel e, portanto, não se dissocia em água.

Equação iônica completa Cu(OH) 2 + 2H + + 2NO 3 − = Cu 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O

Equação iônica abreviada: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

O sal KNO 3 solúvel em água não dá iões hidróxido por dissociação. Sendo um eletrólito forte, se decompõe em cátions K + e ânions NO 3 -

Um precipitado se forma quando o ácido sulfúrico é adicionado a uma solução contendo íons:

1) NH 4 + e NO 3 -

2) K + e SiO 3 2−

Resposta: 2

Explicação:

O ácido sulfúrico é um eletrólito forte e dissocia-se na água em íons: H + e SO 4 2-. Quando os cátions H + interagem com os ânions SiO 3 2−, o ácido silícico insolúvel em água H 2 SiO 3 é formado.

O resíduo ácido do ácido sulfúrico SO 4 2- não forma precipitados com os cátions propostos, como pode ser verificado na tabela de solubilidade de ácidos, bases e sais em água.

O cátion H +, exceto com SiO 3 2− , também não forma precipitados com os ânions propostos.

A equação iônica abreviada Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2 corresponde à interação entre:

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

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

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

Resposta: 3

Explicação:

No primeiro caso, a reação entre sulfato de cobre CuSO 4 e hidróxido de ferro (III) Fe (OH) 3 não ocorre, pois o hidróxido de ferro é uma base insolúvel e não se dissocia em solução aquosa.

No segundo caso, a reação também não ocorre devido à insolubilidade do sulfeto de cobre CuS.

Na terceira variante, a reação de troca entre cloreto de cobre (II) e NaOH ocorre devido à precipitação de Cu(OH) 2 .

A equação da reação na forma molecular é a seguinte:

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

A equação para esta reação na forma iônica completa é:

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

Reduzindo os mesmos íons Na + e Cl - nas partes esquerda e direita da equação iônica completa, obtemos a equação iônica reduzida:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

O óxido de cobre CuO (II), sendo um óxido de um metal de transição (grupo IA), não interage com a água, pois não forma uma base solúvel.

A interação de soluções de cloreto de cobre(II) e hidróxido de potássio corresponde à equação iônica reduzida:

1) Cl - + K + = KCl

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

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

Resposta: 4

Explicação:

A reação de troca entre soluções de cloreto de cobre (II) e hidróxido de potássio na forma molecular é escrita como segue:

CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2KCl

A reação ocorre devido à precipitação de um precipitado azul de Cu(OH) 2 .

CuCl 2 e KOH são compostos solúveis, portanto, em solução eles se decompõem em íons.

Escrevemos a reação na forma iônica completa:

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

Reduzimos íons idênticos 2Cl − e 2K +

esquerda e direita da equação iônica completa e obtemos a equação iônica reduzida:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

KCl, CuCl 2 e KOH são substâncias solúveis e em solução aquosa dissociam-se quase completamente em cátions e ânions. Em outras respostas propostas, esses compostos aparecem de forma não dissociada, portanto as opções 1, 2 e 3 não estão corretas.

Qual equação iônica abreviada corresponde à interação do silicato de sódio com o ácido nítrico?

1) K + + NO 3 - = KNO 3

2) H + + NO 3 - = HNO 3

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

Resposta: 3

Explicação:

A reação de interação do silicato de sódio com o ácido nítrico (reação de troca) na forma molecular é escrita da seguinte forma:

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

Como o silicato de sódio é um sal solúvel e o ácido nítrico é forte, ambas as substâncias em solução se dissociam em íons. Escrevemos a reação na forma iônica completa:

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

SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓

O restante das opções propostas não refletem o sinal da reação - precipitação. Além disso, nas opções de resposta apresentadas, os sais solúveis de KNO 3 e K 2 SiO 3 e o ácido forte HNO 3 são apresentados de forma não dissociada, o que, obviamente, não é verdade, pois essas substâncias são eletrólitos fortes.

A equação iônica abreviada Ba 2+ + SO 4 2− =BaSO 4 corresponde à interação

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

2) Ba (OH) 2 e CuSO 4

3) BaO e H2SO4

Resposta 1

Explicação:

A reação de interação do nitrato de bário com sulfato de sódio (reação de troca) na forma molecular é escrita da seguinte forma:

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

Como o nitrato de bário e o sulfato de sódio são sais solúveis, ambas as substâncias em solução se dissociam em íons. Escrevemos a reação na forma iônica completa:

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

Tendo reduzido os íons Na + e NO 3 − nas partes esquerda e direita da equação, obtemos a equação iônica reduzida:

Ba 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓

A reação de interação do hidróxido de bário com sulfato de cobre (reação de troca) na forma molecular é escrita da seguinte forma:

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

Dois precipitados são formados. Como o hidróxido de bário e o sulfato de cobre são substâncias solúveis, ambos se dissociam em íons em solução. Escrevemos a reação na forma iônica completa:

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

A reação de interação do óxido de bário com o ácido sulfúrico (reação de troca) na forma molecular é escrita da seguinte forma:

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

Como o BaO é um óxido, ele não se dissocia na água (o BaO interage com a água para formar álcali), escrevemos a fórmula do BaO na forma não dissociada. O ácido sulfúrico é forte, portanto, em solução ele se dissocia em cátions H + e ânions SO 4 2−. A reação ocorre devido à precipitação do sulfato de bário e à formação de uma substância de baixa dissociação. Escrevemos a reação na forma iônica completa:

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

Aqui também não há íons idênticos nas partes esquerda e direita da equação e é impossível reduzir qualquer coisa, então a equação iônica reduzida parece a mesma que a completa.
A reação de interação do carbonato de bário com ácido sulfúrico (reação de troca) na forma molecular é escrita como segue:

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

A reação ocorre devido à formação de um precipitado, evolução de gás e formação de um composto de baixa dissociação - água. Como o BaCO 3 é um sal insolúvel, portanto, não se decompõe em íons em solução, escrevemos a fórmula BaCO 3 na forma molecular. O ácido sulfúrico é forte, portanto, em solução ele se dissocia em cátions H + e ânions SO 4 2−. Escrevemos a reação na forma iônica completa:

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

A equação iônica completa coincide com a reduzida, pois não há íons idênticos nos lados esquerdo e direito da equação.

A equação iônica reduzida Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3 corresponde à interação

1) sulfato de bário e carbonato de potássio

2) hidróxido de bário e dióxido de carbono

3) cloreto de bário e carbonato de sódio

4) nitrato de bário e dióxido de carbono

Resposta: 3

Explicação:

A reação entre o sulfato de bário BaSO 4 e o carbonato de potássio K 2 CO 3 não ocorre, pois o sulfato de bário é um sal insolúvel. Uma condição necessária para a troca de dois sais é a solubilidade de ambos os sais.

A reação entre o hidróxido de bário Ba(OH) 2 e o dióxido de carbono CO 2 (óxido ácido) ocorre devido à formação de um sal insolúvel BaCO 3 . Esta é a reação do álcali com óxido ácido para formar sal e água. Vamos escrever a reação na forma molecular:

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

Como o hidróxido de bário é uma base solúvel, em solução ele se dissocia em cátions Ba 2+ e íons OH − hidróxido. O monóxido de carbono não se dissocia em água, portanto, nas equações iônicas, sua fórmula deve ser escrita na forma molecular. O carbonato de bário é um sal insolúvel, portanto, na equação da reação iônica, também é escrito na forma molecular. Assim, a reação de interação de hidróxido de bário e dióxido de carbono na forma totalmente iônica é a seguinte:

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

Como não há íons idênticos nos lados esquerdo e direito da equação e é impossível reduzir qualquer coisa, a equação iônica reduzida parece a mesma que a completa.

A reação de interação do cloreto de bário com carbonato de sódio (reação de troca) na forma molecular é escrita como segue:

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

Como o cloreto de bário e o carbonato de sódio são sais solúveis, ambas as substâncias em solução se dissociam em íons. Escrevemos a reação na forma iônica completa:

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

Reduzindo os íons Na + e Cl − nas partes esquerda e direita da equação, obtemos a equação iônica reduzida:

Ba 2+ + CO 3 2- \u003d BaCO 3 ↓

A reação entre nitrato de bário Ba (NO 3) 2 e dióxido de carbono CO 2 (óxido ácido) em solução aquosa não ocorre. O dióxido de carbono CO 2 em solução aquosa forma um ácido carbônico instável fraco H 2 CO 3 , que não é capaz de deslocar HNO 3 forte de uma solução salina de Ba(NO 3) 2 .

Fórmulas para cálculo.

1. Calcule a concentração normal de uma solução ácida (op. No. 1) ou uma solução alcalina (op. No. 2) a partir da fórmula da lei dos equivalentes para soluções:

2. Calcule a massa de ácido (op. No. 1) ou alcalino (op. No. 2) contido em 10 ml da solução correspondente da fórmula de concentração normal:

3. Calcule a massa de água (solvente) em 10 ml de solução, supondo que a densidade da solução seja 1:

4. Usando os dados obtidos, calcule as concentrações dadas usando as fórmulas apropriadas.

Laboratório nº 5

Objetivo: estudar as condições para a ocorrência de reações de troca iônica e as regras para escrever reações de troca iônica nas formas molecular e íon-molecular.

Parte teórica.

dissociação eletrolítica chamada decomposição parcial ou completa de moléculas de eletrólitos em íons sob a ação de moléculas de solventes polares. A dissociação ocorre como resultado de uma interação físico-química complexa de moléculas de eletrólitos com moléculas de solventes polares. A interação de íons com moléculas de solventes polares é chamada de solvatação (para soluções aquosas - hidratação) de íons. Íons solvatados são formados em soluções eletrolíticas.

Os eletrólitos conduzem corrente elétrica, pois existem partículas carregadas nas soluções: cátions e ânions.

Quantitativamente, o processo de dissociação é caracterizado o grau de dissociação eletrolítica α. O grau de dissociação é a razão entre o número de moléculas que decaíram em íons n e o número total de moléculas N do soluto:

O grau de dissociação é expresso como uma porcentagem ou frações de uma unidade.

Os eletrólitos são divididos em três grupos: a) forte (α> 30%), b) médio (3<α<30%), в) слабые (α<3%).

A literatura educacional contém tabelas dos graus de dissociação de ácidos, bases e sais. O grau de dissociação depende da natureza do soluto e solventes, temperatura, concentração e presença na solução dos mesmos íons. Para eletrólitos fracos, o grau de dissociação depende significativamente da concentração: quanto menor a concentração da solução, maior o grau de dissociação eletrolítica.

É muito mais conveniente caracterizar a capacidade dos eletrólitos de se dissociarem em uma solução constante de dissociação K , que não depende da concentração da solução. A constante de dissociação K é a constante de equilíbrio do processo reversível de dissociação de um eletrólito fraco - ácido ou base. A constante de dissociação de ácidos também é chamada de constante de acidez e bases - a constante de basicidade. Os valores das constantes de dissociação de eletrólitos fracos são fornecidos nas tabelas para condições padrão.

A constante de dissociação (basicidade) é expressa como a razão do produto das concentrações de equilíbrio de íons em uma solução de um determinado eletrólito fraco para a concentração de moléculas não dissociadas:

A constante de dissociação é uma medida da força relativa de eletrólitos fracos: quanto menor, mais fraco é o eletrólito. A relação entre a constante e o grau de dissociação de um eletrólito binário fraco obedece Lei de reprodução de Ostwald:

Do ponto de vista da dissociação eletrolítica, os ácidos são chamados de eletrólitos que formam hidrogenonas carregadas positivamente e ânions do resíduo ácido em soluções aquosas. Os íons de hidrogênio são característicos dos ácidos e determinam suas propriedades. Ácidos que são eletrólitos fortes: HNO 3 nítrico, HCl clorídrico, HBr bromídrico, HJ iodídrico, H 2 SO 4 sulfúrico, HMnO 4 manganês e outros.

Existem mais eletrólitos fracos do que fortes. Eletrólitos fracos são ácidos: H 2 SO 3 sulfuroso, HF fluorídrico, H 2 CO 3 de carvão, H 2 S sulfeto de hidrogênio, CH 3 COOH acético, etc. Os ácidos polibásicos dissociam-se em etapas. Exemplos de dissociação ácida:

HCl = H + + Cl-

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Estágio I: H 2 SO 3 H + + HSO 3 -

ou H 2 SO 3 2H + + SO 3 2-,

Estágio II: HSO 3 - H + + SO 3 2 -

Do ponto de vista da dissociação eletrolítica, as bases são eletrólitos que formam íons hidróxido OH carregados negativamente e cátions metálicos em soluções aquosas. Os íons hidróxido determinam as propriedades gerais das bases. Bases com uma valência catiônica maior que um dissociam-se em etapas. Eletrólitos fortes são bases nas quais metais alcalinos e alcalino-terrosos são cátions, com exceção de Be (OH) 2 e Mg (OH) 2.

Em geral, as bases são eletrólitos fracos, especialmente aquelas formadas por metais anfotéricos. Os hidróxidos anfotéricos dissociam-se como bases em meio ácido e como ácidos em meio alcalino. Exemplos de dissociação de bases e hidróxidos anfotéricos:

NaOH \u003d Na + + OH -

1º. Fe(OH) 2 FeOH + +OH -

IIArt. FeOH + Fe 2+ + OH - ou Fe (OH) 2 Fe 2+ + 2OH -

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

Os sais são eletrólitos que se dissociam em água em íons metálicos positivos e íons negativos do resíduo ácido.Todos os sais que são facilmente solúveis em água são eletrólitos fortes. Exemplos de dissociação de sais normais (médios), ácidos, básicos, complexos e duplos:

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-.

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

O estudo de várias reações, principalmente em meios não aquosos, levou à criação de ideias mais gerais sobre ácidos e bases. A mais importante das teorias modernas de ácidos e bases é a teoria do próton, segundo a qual um ácido é um doador de prótons, ou seja, uma partícula (molécula ou íon) capaz de doar um íon hidrogênio - um próton e um base é um aceptor de prótons, ou seja, uma partícula (molécula ou íon) capaz de aceitar um próton. Por exemplo, em reagir:

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

o íon C1 é a base conjugada com o ácido HCl, e o íon NH 4 + é o ácido conjugado com a base NH 3 . As reações em soluções eletrolíticas ocorrem entre os íons, nos quais as moléculas de substâncias dissolvidas se quebram. As reações são escritas em três formas: molecular, iônico-molecular completo e iônico-molecular reduzido. Eletrólitos fortes são escritos na forma de íons, eletrólitos médios e fracos, precipitação e gases - na forma de moléculas. A essência da reação é refletida na equação íon-molecular abreviada, na qual são indicadas apenas as partículas que entram diretamente na reação e não são indicados íons e moléculas cuja concentração não se altera significativamente. As reações entre eletrólitos prosseguem para a formação de um gás, um precipitado ou um

eletrólito.

Um exemplo de reação em soluções eletrolíticas: neutralização de ácido nítrico forte com uma base fraca (hidróxido de amônio). Equação de reação molecular:

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

Nesta reação, os eletrólitos fortes são o ácido nítrico e o sal de nitrato de amônio resultante, que são escritos na forma de íons, e os eletrólitos fracos são o hidróxido de amônio e a água, que são escritos na forma de moléculas. A equação íon-molecular completa tem a forma:

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

Como você pode ver, apenas os íons NO 3 - não sofrem alterações durante a reação, excluindo-os, escrevemos a equação íon-molecular reduzida:

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

Parte prática

Íon - reações de troca molecular

Realizar reações entre soluções eletrolíticas de acordo com a tarefa. Para fazer isso, despeje 7-8 gotas de um reagente em um tubo de ensaio e adicione 7-8 gotas de outro reagente. Observe os sinais da reação: precipitação, evolução de gás ou mudança de odor (que indica a formação de uma substância de baixa dissociação).

Então, de acordo com os sinais observados, atribua a reação a um dos 3 tipos:

1) reações de troca iônica com a formação de uma substância pouco solúvel (precipitado);

2) reações de troca iônica com evolução gasosa;

3) reações de troca iônica com a formação de um eletrólito fraco.

Escreva cada reação em 3 formas:

a) molecular

b) iônico completo - molecular,

c) íon-molecular abreviado.

Faça uma conclusão sobre a direção das reações de troca iônica.

Lista de tarefas:

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 COZINHA + 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 ex 62. ZnCl 2 + NaOH 63. ZnCl 2 + NaOH ex 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

Laboratório nº 6

Dissociação eletrolítica - este é o processo de decomposição de moléculas de eletrólitos em íons sob a ação de moléculas de solventes polares.

eletrólitos- São substâncias cujas soluções aquosas ou fundidas conduzem uma corrente elétrica. Estes incluem soluções de ácidos, fundidos e soluções de álcalis e sais. Não eletrólitos são substâncias que não conduzem eletricidade. Estes incluem muitas substâncias orgânicas.

Os eletrólitos que se dissociam quase completamente em íons são chamados de Forte; eletrólitos que se dissociam parcialmente em íons são chamados fraco. Para quantificar a integridade da dissociação, o conceito do grau de dissociação é introduzido. Grau de dissociação eletrólito chamado de razão entre o número de moléculas que decaíram em íons e o número total de moléculas em solução.

Geralmente o grau de dissociação ( α ) são expressos em frações de uma unidade ou%:

Onde né o número de partículas submetidas à dissociação eletrolítica;

n 0 é o número total de partículas na solução.

Eletrólitos fortes - quase todos os sais, bases solúveis ( NaOH, KOH, BA(Oh) 2 etc.), ácidos inorgânicos ( H 2 ASSIM 4 , HCl, HNO 3 , HBr, OI e etc) .

Eletrólitos fracos- bases insolúveis e NH 4 Oh, ácidos inorgânicos ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 etc.), ácidos orgânicos e água H 2 O.

Eletrólitos fortes dissociam-se em íons quase completamente (ou seja, o processo de dissociação é irreversível) e em uma etapa:

HCl = H + +Cl – H 2 ASSIM 4 = 2H + + SO 4 2–

Eletrólitos fracos dissociam-se parcialmente (ou seja, o processo de dissociação é reversível) e passo a passo . Por exemplo, para ácidos polibásicos, um íon de hidrogênio é destacado em cada estágio:

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

Assim, o número de estágios de ácidos polibásicos é determinado pela basicidade do ácido (o número de íons de hidrogênio), e o número de estágios de bases poliácidas será determinado pela acidez da base (ou o número de grupos hidroxila). : NH 4 Oh ⇄ NH 4 + + Oh – . O processo de dissociação eletrolítica termina com o estabelecimento de um estado de equilíbrio químico no sistema, que é caracterizado por uma constante de equilíbrio:

A constante de equilíbrio do processo de dissociação eletrolítica é chamada de constante de dissociação - Para D. A constante de dissociação depende da natureza do eletrólito, da natureza do solvente, da temperatura, mas não depende da concentração do eletrólito.

Entre Para D e α Existe uma relação quantitativa

(13)

A relação (13) é chamada de lei de diluição de Ostwald: o grau de dissociação de um eletrólito fraco aumenta com a diluição da solução.

Para eletrólitos fracos, quando α  1, Para D = α 2 A PARTIR DE.

A água é um eletrólito fraco, portanto, dissocia-se reversivelmente:

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

Constante de dissociação da água:

O grau de dissociação da água é muito pequeno (é um eletrólito muito fraco). Como a água está presente em grande excesso, sua concentração pode ser considerada um valor constante e é
, então

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

[ H + ]∙[ Oh - ] = 10 -14 = K Cé o produto iônico da água

Como as concentrações de cátions de hidrogênio e íons de hidróxido são iguais na água, então: [ H + ] = [ Oh - ] =
.

A dissolução de outras substâncias (ácidos, bases, sais) na água altera a concentração de íons H + ou ELE – , e seu produto sempre permanece constante e igual a 10 -14 em T \u003d 25 0 C. A concentração de íons H + pode servir como uma medida da acidez ou alcalinidade de uma solução. Normalmente, um indicador de pH é usado para esta finalidade: pH = - lg[ H + ]. Nesse caminho, valor do PHé o logaritmo decimal da concentração de íons de hidrogênio, tomado com o sinal oposto.

Dependendo da concentração de íons de hidrogênio, três meios são distinguidos.

NO neutro meio Ambiente [ H + ] = [ Oh - ]= 10 -7 mol/l, pH= -lg 10 -7 = 7 . Este meio é típico tanto para água pura quanto para soluções neutras. NO azedo soluções [ H + ] > 10 -7 mol/l, pH< 7 . Em ambientes ácidos pH varia dentro 0 < рН < 7 . NO alcalino ambientes [ H + ] < [ОН – ] e [ H + ] < 10 -7 mol/l, Consequentemente, pH > 7. Limites de mudança de pH: 7 < рН < 14 .

Reações de troca iônica (RIO)- são reações entre íons que ocorrem em soluções aquosas de eletrólitos. Uma característica distintiva das reações de troca é que os elementos que compõem os reagentes não mudam seu estado de oxidação. As reações de troca iônica são irreversíveis e ocorrem em condição: 1) a formação de uma substância pouco solúvel, 2) a liberação de uma substância gasosa, 3) a formação de um eletrólito fraco.

Quando ocorre RIO, íons de cargas opostas são ligados e removidos da esfera de reação. A essência das reações de troca iônica é expressa por meio de equações iônicas, que, ao contrário das moleculares, mostram os verdadeiros participantes da reação. Ao compilar equações iônicas, deve-se guiar pelo fato de que substâncias de baixa dissociação, pouco solúveis (precipitantes) e gasosas são escritas na forma molecular. Eletrólitos solúveis fortes são escritos como íons. Portanto, ao escrever equações iônicas, é necessário usar a tabela de solubilidade de sais e bases em água.

Hidrólise- este é o processo de interação de íons de sal com moléculas de água, levando à formação de compostos de baixa dissociação; é um caso especial de reações de troca iônica. A hidrólise sofre sais formados:

ácido fraco e base forte ( NaCH 3 COO, N / D 2 CO 3 , N / D 2 S, );

base fraca e ácido forte NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

base fraca e ácido fraco NH 4 CN, NH 4 CH 3 COO).

Sais formados por um ácido forte e uma base forte não sofrem hidrólise: N / D 2 ASSIM 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ etc.

A hidrólise do sal aumenta as concentrações de íons H + ou ELE – . Isso leva a uma mudança no equilíbrio iônico da água e, dependendo da natureza do sal, confere um ambiente ácido ou alcalino à solução (veja exemplos de resolução de problemas).

Dissociação eletrolítica - este é o processo de decomposição de moléculas de eletrólitos em íons sob a ação de moléculas de solventes polares.

Geralmente o grau de dissociação ( α ) são expressos em frações de uma unidade ou%:

Onde né o número de partículas submetidas à dissociação eletrolítica;

n 0 é o número total de partículas na solução.

Eletrólitos fortes - quase todos os sais, bases solúveis ( NaOH, KOH, BA(Oh) 2 etc.), ácidos inorgânicos ( H 2 ASSIM 4 , HCl, HNO 3 , HBr, OI e etc) .

Eletrólitos fracos- bases insolúveis e NH 4 Oh, ácidos inorgânicos ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 etc.), ácidos orgânicos e água H 2 O.

Eletrólitos fortes dissociam-se em íons quase completamente (ou seja, o processo de dissociação é irreversível) e em uma etapa:

HCl = H + +Cl – H 2 ASSIM 4 = 2H + + SO 4 2–

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

Entre Para D e α Existe uma relação quantitativa

(13)

A relação (13) é chamada de lei de diluição de Ostwald: o grau de dissociação de um eletrólito fraco aumenta com a diluição da solução.

Para eletrólitos fracos, quando α  1, Para D = α 2 A PARTIR DE.

A água é um eletrólito fraco, portanto, dissocia-se reversivelmente:

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

Constante de dissociação da água:

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

[ H + ]∙[ Oh - ] = 10 -14 = K Cé o produto iônico da água

Como as concentrações de cátions de hidrogênio e íons de hidróxido são iguais na água, então: [ H + ] = [ Oh - ] =
.

Dependendo da concentração de íons de hidrogênio, três meios são distinguidos.

ácido fraco e base forte ( NaCH 3 COO, N / D 2 CO 3 , N / D 2 S, );

base fraca e ácido forte NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

base fraca e ácido fraco NH 4 CN, NH 4 CH 3 COO).

Sais formados por um ácido forte e uma base forte não sofrem hidrólise: N / D 2 ASSIM 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ etc.

Lição: Dissociação eletrolítica. Índice de hidrogênio. Reações de troca iônica
Metas: sistematizar o conhecimento dos alunos sobre dissociação eletrolítica. Mostre a façanha científica dos fundadores da teoria. Mostre a dependência das propriedades das substâncias em sua estrutura. Para trazer o conhecimento adquirido pelos alunos sobre o tema em um único sistema.
Tarefas: Melhore as habilidades e habilidades de compilação de equações de dissociação, equações iônicas, equações de hidrólise. Para formar a capacidade de prever o ambiente de soluções de vários sais. Sistematizar o conhecimento dos alunos sobre a hidrólise de substâncias orgânicas. Desenvolver a capacidade de observar, analisar e tirar conclusões.
Equipamentos e reagentes : projetor multimídia, computador.

Durante as aulas

Organizando o tempo

Atualização de conhecimentos básicos:

Os alunos respondem de acordo com o plano:
Qual é a condutividade elétrica das soluções?
- Dissociação eletrolítica de sais, bases e ácidos.
- Mecanismo de dissociação eletrolítica de substâncias com ligação iônica.

Introdução ao estudo de um novo tópico:Por que soluções de ácidos, sais e álcalis conduzem eletricidade?

Por que o ponto de ebulição de uma solução eletrolítica sempre será maior que o ponto de ebulição de uma solução não eletrolítica da mesma concentração?

Aprendendo novos materiais:

1. O conceito de dissociação eletrolítica

Em 1887, um físico suecoquímico Svante Arrhenius, investigando a condutividade elétrica de soluções aquosas, ele sugeriu que em tais soluções as substâncias se decompõem em partículas carregadas - íons que podem se mover para os eletrodos - um cátodo carregado negativamente e um ânodo carregado positivamente.

Esta é a razão da corrente elétrica nas soluções. Esse processo é chamadodissociação eletrolítica (tradução literal - divisão, decomposição sob a influência da eletricidade). Este nome também sugere que a dissociação ocorre sob a ação de uma corrente elétrica. Outros estudos mostraram que não é assim: os íons são apenas portadores de carga em solução e existem nela independentemente de a corrente passar pela solução ou não. Com a participação ativa de Svante Arrhenius, foi formulada a teoria da dissociação eletrolítica, que muitas vezes recebe o nome desse cientista. A ideia principal desta teoria é que os eletrólitos sob a ação de um solvente se decompõem espontaneamente em íons. E são esses íons que são portadores de carga e são responsáveis pela condutividade elétrica da solução.

A corrente elétrica é o movimento direcionado de partículas carregadas livres. Você já sabe que soluções e derretimentos de sais e álcalis são eletricamente condutores, pois não consistem em moléculas neutras, mas em partículas carregadas - íons. Quando derretidos ou dissolvidos, os íons tornam-segratuitamente portadores de carga elétrica.

O processo de desintegração de uma substância em íons livres durante sua dissolução ou fusão é chamado de dissociação eletrolítica.

2. A essência do processo de dissociação eletrolítica de sais

A essência da dissociação eletrolítica é que os íons se tornam livres sob a influência de uma molécula de água. Figura 1. O processo de decomposição do eletrólito em íons é exibido usando uma equação química. Vamos escrever a equação de dissociação para cloreto de sódio e brometo de cálcio. A dissociação de um mol de cloreto de sódio produz um mol de cátions sódio e um mol de ânions cloreto.NaCl ⇄ Na+ + Cl-

A dissociação de um mol de brometo de cálcio produz um mol de cátions sódio e dois moles de ânions brometo.

CaBr2 ⇄ Ca2+ + 2Br-

Observe: como a fórmula de uma partícula eletricamente neutra está escrita no lado esquerdo da equação, a carga total dos íons deve ser igual a zero.

Conclusão : durante a dissociação de sais, cátions metálicos e ânions do resíduo ácido são formados.

3. A essência do processo de dissociação eletrolítica de álcalis

Considere o processo de dissociação eletrolítica de álcalis. Vamos escrever a equação de dissociação em uma solução de hidróxido de potássio e hidróxido de bário.

A dissociação de um mol de hidróxido de potássio produz um mol de cátions de potássio e um mol de ânions de hidróxido.KOH ⇄ K+ + OH-

A dissociação de um mol de hidróxido de bário produz um mol de cátions de bário e dois moles de ânions de hidróxido.Ba(OH)2 ⇄ Ba2+ + 2OH-

Conclusão: durante a dissociação eletrolítica de álcalis, cátions metálicos e ânions hidróxido são formados.

As bases insolúveis em água praticamente não sofrem dissociação eletrolítica, pois são praticamente insolúveis em água e, quando aquecidas, se decompõem, não podendo ser fundidas.

4. A essência do processo de dissociação eletrolítica de ácidos

Considere o processo de dissociação eletrolítica de ácidos. As moléculas de ácido são formadas por uma ligação covalente polar, o que significa que os ácidos não consistem em íons, mas em moléculas.

Surge a questão - como então o ácido se dissocia, ou seja, como as partículas carregadas livres se formam em ácidos? Acontece que os íons são formados em soluções ácidas precisamente durante a dissolução.

Considere o processo de dissociação eletrolítica do cloreto de hidrogênio em água, mas para isso vamos escrever a estrutura das moléculas de cloreto de hidrogênio e água. Ambas as moléculas são formadas por uma ligação polar covalente. A densidade eletrônica na molécula de cloreto de hidrogênio é deslocada para o átomo de cloro e na molécula de água - para o átomo de oxigênio. A molécula de água é capaz de arrancar o cátion hidrogênio da molécula de cloreto de hidrogênio, e o cátion hidrônio H3O + é formado.

Então a equação para a dissociação do cloreto de hidrogênio fica assim:HCl ⇄ H+ + Cl-

5. Dissociação gradual de ácidos

Dissociação gradual do ácido sulfúrico

Considere o processo de dissociação eletrolítica do ácido sulfúrico. O ácido sulfúrico dissocia-se passo a passo, em duas etapas.

I-I fase de dissociação

Na primeira etapa, um cátion hidrogênio é separado e um ânion hidrossulfato é formado.

H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-

ânion hidrossulfato.

II - I fase de dissociação

No segundo estágio, ocorre a dissociação adicional dos ânions hidrossulfato.HSO4- ⇄ H+ + SO42-

Este estágio é reversível, ou seja, os íons sulfato resultantes podem anexar cátions de hidrogênio a si mesmos e se transformar em ânions hidrossulfato. Isso é mostrado pelo sinal de reversibilidade.

Existem ácidos que não se dissociam completamente, mesmo no primeiro estágio - esses ácidos são fracos. Por exemplo, ácido carbônico H2CO3.

O índice de hidrogênio caracteriza a concentração de íons de hidrogênio livres na água.

Por conveniência de exibição, foi introduzido um indicador especial, chamado pH, que é o logaritmo da concentração de íons de hidrogênio, tomado com o sinal oposto, ou seja, pH = -log.

Simplificando, o valor de pH é determinado pela proporção quantitativa de íons H na água + e ele - formada durante a dissociação da água. Se a água tiver um teor reduzido de íons de hidrogênio livres (pH> 7) em comparação com íons OH - , então a água terá uma reação alcalina e com um aumento do teor de íons H + (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.

Reflexão: compor um cinquain

D/W:

Resumindo a lição

Nesta lição, você aprendeu que soluções de ácidos, sais e álcalis são eletricamente condutoras, pois quando são dissolvidas, formam-se partículas carregadas - íons. Este processo é chamado de dissociação eletrolítica. Durante a dissociação de sais, são formados cátions metálicos e ânions de resíduos ácidos. Durante a dissociação de álcalis, cátions metálicos e ânions hidróxido são formados. Durante a dissociação de ácidos, são formados cátions hidrogênio e ânions do resíduo ácido.

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