În soluțiile de electroliți, disocierea are loc ireversibil. Disocierea electrolitică

Ecuația ionică prescurtată H + + OH - \u003d H 2 O corespunde interacțiunii acidului azotic cu:

1) oxid de sodiu

2) hidroxid de cupru

3) hidroxid de sodiu

Raspuns: 3

Explicaţie:

Acidul azotic este un acid puternic, prin urmare, aproape toate moleculele sale se disociază în cationi H + și anioni NO 3 -. Bazele puternice solubile în apă se disociază în ioni de hidroxid OH −, adică. alcalii. Dintre toate răspunsurile prezentate în sarcină, este potrivit hidroxidul de sodiu, care se descompune în Na + și OH - într-o soluție apoasă.

Ecuația ionică completă pentru reacția NaOH și HNO 3: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. Reducerea acelorași ioni în stânga și dreapta în ecuație, obţinem ecuaţia ionică redusă prezentată în sarcină . Această reacție are loc datorită formării unei substanțe cu disociere scăzută - apa.

Oxidul de sodiu nu se disociază în apă, ci reacționează cu acesta pentru a forma alcali:

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

Hidroxidul de cupru este o bază insolubilă și, prin urmare, nu se disociază în apă.

Ecuație ionică completă Cu(OH) 2 + 2H + + 2NO 3 − = Cu 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O

Ecuație ionică prescurtată: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

Sarea KNO3 solubilă în apă nu dă ioni de hidroxid la disociere. Fiind un electrolit puternic, se descompune în cationi K + și anioni NO 3 -

Un precipitat se formează atunci când acid sulfuric este adăugat la o soluție care conține ioni:

1) NH4+ și NO3-

2) K + și SiO 3 2−

Raspuns: 2

Explicaţie:

Acidul sulfuric este un electrolit puternic și se disociază în apă în ioni: H + și SO 4 2-. Când cationii H + interacţionează cu anionii SiO 3 2−, se formează acid silicic insolubil în apă H 2 SiO 3.

Reziduul acid al acidului sulfuric SO 4 2- nu formează precipitate cu cationii propuși, după cum se poate verifica din tabelul de solubilitate a acizilor, bazelor și sărurilor în apă.

De asemenea, cationul H +, cu excepția SiO 3 2− , nu formează precipitate cu anionii propuși.

Ecuația ionică prescurtată Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2 corespunde interacțiunii dintre:

1) CuS04 (p-p) și Fe (OH) 3

2) CuS și Ba (OH) 2 (p-p)

3) CuCl2 (p-p) și NaOH (p-p)

Raspuns: 3

Explicaţie:

În primul caz, reacția dintre sulfatul de cupru CuSO 4 și hidroxidul de fier (III) Fe (OH) 3 nu are loc, deoarece hidroxidul de fier este o bază insolubilă și nu se disociază într-o soluție apoasă.

În al doilea caz, reacția nu are loc din cauza insolubilității sulfurei de cupru CuS.

În a treia variantă, reacția de schimb între clorura de cupru (II) și NaOH are loc datorită precipitării Cu(OH)2.

Ecuația reacției în formă moleculară este următoarea:

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

Ecuația acestei reacții în formă completă ionică este:

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

Reducând aceiași ioni Na + și Cl - în părțile din stânga și din dreapta ale ecuației ionice complete, obținem ecuația ionică redusă:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

Oxidul de cupru CuO (II), fiind un oxid al unui metal de tranziție (grupa IA), nu interacționează cu apa, deoarece nu formează o bază solubilă.

Interacțiunea soluțiilor de clorură de cupru (II) și hidroxid de potasiu corespunde ecuației ionice reduse:

1) CI - + K + = KCl

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

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

Raspuns: 4

Explicaţie:

Reacția de schimb între soluțiile de clorură de cupru (II) și hidroxid de potasiu sub formă moleculară se scrie după cum urmează:

CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2KCl

Reacția are loc datorită precipitării unui precipitat albastru de Cu(OH)2.

CuCl 2 și KOH sunt compuși solubili, prin urmare, în soluție se descompun în ioni.

Scriem reacția în formă ionică completă:

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

Reducem ionii identici 2Cl − și 2K +

stânga și dreapta ecuației ionice complete și obținem ecuația ionică redusă:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

KCl, CuCl 2 și KOH sunt substanțe solubile și într-o soluție apoasă se disociază în cationi și anioni aproape complet. În alte răspunsuri propuse, acești compuși apar într-o formă nedisociată, deci opțiunile 1, 2 și 3 nu sunt corecte.

Care ecuație ionică prescurtată corespunde interacțiunii silicatului de sodiu cu acidul azotic?

1) K + + NO 3 - = KNO 3

2) H + + NO3 - = HNO3

3) 2H + + Si032- = H2Si03

Raspuns: 3

Explicaţie:

Reacția de interacțiune a silicatului de sodiu cu acidul azotic (reacție de schimb) în formă moleculară se scrie după cum urmează:

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

Deoarece silicatul de sodiu este o sare solubilă și acidul azotic este puternic, ambele substanțe din soluție se disociază în ioni. Scriem reacția în formă ionică completă:

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

Si032- + 2H+ = H2Si03↓

Restul opțiunilor propuse nu reflectă semnul reacției - precipitare. În plus, în variantele de răspuns prezentate, sărurile solubile ale KNO 3 și K 2 SiO 3 și acidul puternic HNO 3 sunt prezentate într-o formă nedisociată, ceea ce, desigur, nu este adevărat, deoarece aceste substanțe sunt electroliți puternici.

Ecuația ionică prescurtată Ba 2+ + SO 4 2− =BaSO 4 corespunde interacțiunii

1) Ba(NO3)2 și Na2SO4

2) Ba (OH) 2 și CuSO 4

3) BaO și H2SO4

Raspunsul 1

Explicaţie:

Reacția de interacțiune a azotatului de bariu cu sulfatul de sodiu (reacție de schimb) în formă moleculară se scrie după cum urmează:

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

Deoarece azotatul de bariu și sulfatul de sodiu sunt săruri solubile, ambele substanțe în soluție se disociază în ioni. Scriem reacția în formă ionică completă:

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

După reducerea ionilor de Na + și NO 3 − din părțile din stânga și din dreapta ecuației, obținem ecuația ionică redusă:

Ba 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓

Reacția de interacțiune a hidroxidului de bariu cu sulfatul de cupru (reacție de schimb) în formă moleculară se scrie după cum urmează:

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

Se formează două precipitate. Deoarece hidroxidul de bariu și sulfatul de cupru sunt substanțe solubile, ambele se disociază în ioni în soluție. Scriem reacția în formă ionică completă:

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

Reacția de interacțiune a oxidului de bariu cu acidul sulfuric (reacție de schimb) sub formă moleculară se scrie după cum urmează:

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

Deoarece BaO este un oxid, nu se disociază în apă (BaO interacționează cu apa pentru a forma alcali), scriem formula BaO în formă nedisociată. Acidul sulfuric este puternic, prin urmare, în soluție se disociază în cationi H + și anioni SO 4 2−. Reacția are loc datorită precipitării sulfatului de bariu și formării unei substanțe cu disociere scăzută. Scriem reacția în formă ionică completă:

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

Nici aici nu există ioni identici în părțile din stânga și din dreapta ale ecuației și este imposibil să se reducă ceva, atunci ecuația ionică redusă arată la fel cu cea completă.
Reacția de interacțiune a carbonatului de bariu cu acidul sulfuric (reacție de schimb) sub formă moleculară se scrie după cum urmează:

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

Reacția se desfășoară datorită formării unui precipitat, degajării de gaz și formării unui compus cu disociere scăzută - apa. Deoarece BaCO 3 este o sare insolubilă, prin urmare, nu se descompune în ioni în soluție, scriem formula BaCO 3 sub formă moleculară. Acidul sulfuric este puternic, prin urmare, în soluție se disociază în cationi H + și anioni SO 4 2−. Scriem reacția în formă ionică completă:

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

Ecuația ionică completă coincide cu cea redusă, deoarece nu există ioni identici în partea stângă și dreaptă a ecuației.

Ecuația ionică redusă Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3 corespunde interacțiunii

1) sulfat de bariu și carbonat de potasiu

2) hidroxid de bariu și dioxid de carbon

3) clorură de bariu și carbonat de sodiu

4) nitrat de bariu și dioxid de carbon

Raspuns: 3

Explicaţie:

Reacția dintre sulfatul de bariu BaS04 și carbonatul de potasiu K2CO3 nu are loc, deoarece sulfatul de bariu este o sare insolubilă. O condiție necesară pentru schimbul a două săruri este solubilitatea ambelor săruri.

Reacția dintre hidroxidul de bariu Ba(OH) 2 și dioxidul de carbon CO 2 (oxid acid) are loc datorită formării unei săruri insolubile BaCO 3 . Aceasta este reacția alcalinei cu oxidul de acid pentru a forma sare și apă. Să scriem reacția în formă moleculară:

Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3↓ + H2O

Deoarece hidroxidul de bariu este o bază solubilă, în soluție se disociază în cationi Ba 2+ și ioni OH - hidroxid. Monoxidul de carbon nu se disociază în apă, prin urmare, în ecuațiile ionice, formula sa trebuie scrisă în formă moleculară. Carbonatul de bariu este o sare insolubilă, prin urmare, în ecuația reacției ionice, este scris și sub formă moleculară. Astfel, reacția de interacțiune a hidroxidului de bariu și a dioxidului de carbon în formă ionică completă este următoarea:

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

Deoarece nu există ioni identici în partea stângă și dreaptă a ecuației și este imposibil să se reducă ceva, ecuația ionică redusă arată la fel cu cea completă.

Reacția de interacțiune a clorurii de bariu cu carbonatul de sodiu (reacție de schimb) în formă moleculară se scrie după cum urmează:

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

Deoarece clorura de bariu și carbonatul de sodiu sunt săruri solubile, ambele substanțe în soluție se disociază în ioni. Scriem reacția în formă ionică completă:

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

Reducând ionii Na + și Cl − din părțile din stânga și din dreapta ecuației, obținem ecuația ionică redusă:

Ba 2+ + CO 3 2- \u003d BaCO 3 ↓

Reacția dintre azotatul de bariu Ba (NO 3 ) 2 și dioxidul de carbon CO 2 (oxidul acid) într-o soluție apoasă nu are loc. Dioxidul de carbon CO 2 în soluție apoasă formează un acid carbonic slab instabil H 2 CO 3 , care nu este capabil să înlocuiască HNO 3 puternic dintr-o soluție de sare de Ba(NO 3) 2.

Formule de calcul.

1. Calculați concentrația normală a unei soluții acide (op. nr. 1) sau a unei soluții alcaline (op. nr. 2) din formula legii echivalenților pentru soluții:

2. Calculați masa acidului (op. nr. 1) sau alcalin (op. nr. 2) conținută în 10 ml de soluție corespunzătoare din formula concentrației normale:

3. Calculați masa de apă (solvent) în 10 ml de soluție, presupunând că densitatea soluției este 1:

4. Folosind datele obținute, calculați concentrațiile date folosind formulele adecvate.

Laboratorul #5

Obiectiv: să studieze condițiile de apariție a reacțiilor de schimb ionic și regulile de scriere a reacțiilor de schimb ionic în forme moleculare și ion-moleculare.

Partea teoretică.

disocierea electrolitică numită descompunere parțială sau completă a moleculelor de electrolit în ioni sub acțiunea moleculelor de solvent polar. Disocierea are loc ca rezultat al unei interacțiuni fizico-chimice complexe a moleculelor de electroliți cu moleculele de solvent polar. Interacțiunea ionilor cu moleculele de solvent polar se numește solvatarea (pentru soluții apoase - hidratare) a ionilor. Ionii solvați se formează în soluții de electroliți.

Electroliții conduc curentul electric, deoarece în soluții există particule încărcate: cationi și anioni.

Cantitativ, procesul de disociere este caracterizat gradul de disociere electrolitică α. Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule care s-au degradat în ioni n și numărul total de molecule N ale substanței dizolvate:

Gradul de disociere este exprimat ca procent sau fracții dintr-o unitate.

Electroliții sunt împărțiți în trei grupe: a) puternici (α> 30%), b) medii (3<α<30%), в) слабые (α<3%).

Literatura educațională conține tabele cu gradele de disociere a acizilor, bazelor și sărurilor. Gradul de disociere depinde de natura solutului și a solvenților, temperatură, concentrație și prezența în soluție a acelorași ioni. Pentru electroliții slabi, gradul de disociere depinde în mod semnificativ de concentrație: cu cât concentrația soluției este mai mică, cu atât este mai mare gradul de disociere electrolitică.

Este mult mai convenabil să se caracterizeze capacitatea electroliților de a se disocia într-o soluție constanta de disociere K , care nu depinde de concentrația soluției. Constanta de disociere K este constanta de echilibru a procesului reversibil de disociere a unui electrolit slab - acid sau bază. Constanta de disociere a acizilor se mai numește și constanta de aciditate, iar bazele - constanta de bazicitate. Valorile constantelor de disociere ale electroliților slabi sunt date în tabelele pentru condiții standard.

Constanta de disociere (bazicitate) este exprimată ca raportul dintre produsul concentrațiilor de echilibru ale ionilor dintr-o soluție de electrolit slab dat și concentrația de molecule nedisociate:

Constanta de disociere este o măsură a puterii relative a electroliților slabi: cu cât este mai mică, cu atât electrolitul este mai slab. Relația dintre constanta și gradul de disociere a unui electrolit binar slab se supune Legea de reproducere a lui Ostwald:

Din punct de vedere al disocierii electrolitice, acizii se numesc electroliți care formează hidrogen încărcat pozitiv și anioni ai reziduului de acid în soluții apoase. Ionii de hidrogen sunt caracteristici acizilor și determină proprietățile acestora. Acizi care sunt electroliți puternici: HNO 3 nitric, HCl clorhidric, HBr bromhidric, HJ iodhidric, H 2 SO 4 sulfuric, HMnO 4 mangan și alții.

Există mai mulți electroliți slabi decât cei puternici. Electroliții slabi sunt acizii: H 2 SO 3 sulfuros, HF fluorhidric, H 2 CO 3 cărbunelui, hidrogen sulfurat H 2 S, CH 3 COOH acetic etc. Acizii polibazici se disociază în trepte. Exemple de disociere a acidului:

HCl = H + + Cl-

CH3COOH CH3COO - + H+

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

sau H2S032H + + SO32-,

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

Din punct de vedere al disocierii electrolitice, bazele sunt electroliți care formează în soluții apoase ioni de hidroxid de OH încărcați negativ și cationi metalici. Ionii de hidroxid determină proprietățile generale ale bazelor. Bazele cu o valență cationică mai mare de unu se disociază în trepte. Electroliții puternici sunt baze în care metalele alcaline și alcalino-pământoase sunt cationi, cu excepția Be (OH) 2 și Mg (OH) 2.

În general, bazele sunt electroliți slabi, în special cei formați din metale amfotere. Hidroxizii amfoteri se disociază ca baze într-un mediu acid și ca acizi într-un mediu alcalin. Exemple de disociere a bazelor și hidroxizilor amfoteri:

NaOH \u003d Na + + OH -

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

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

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

Sărurile sunt electroliți care se disociază în apă în ioni metalici pozitivi și ioni negativi ai reziduului acid.Toate sărurile care sunt ușor solubile în apă sunt electroliți puternici. Exemple de disociere a sărurilor normale (medie), acide, bazice, complexe și duble:

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

NaHCO3 \u003d Na + + HCO3 -; KAl(SO4)2 = K + + Al3+ + 2SO42-.

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

Studiul diferitelor reacții, în principal în medii neapoase, a condus la crearea unor idei mai generale despre acizi și baze. Cea mai importantă dintre teoriile moderne despre acizi și baze este teoria protonilor, conform căreia un acid este un donor de protoni, adică o particulă (moleculă sau ion) care este capabilă să doneze un ion de hidrogen - un proton și un baza este un acceptor de protoni, adică o particulă (moleculă sau ion) capabilă să accepte un proton. De exemplu, în reacție:

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

ionul C1 este baza conjugată cu acidul HCl, iar ionul NH 4 + este conjugatul acid cu baza NH 3. Reacțiile în soluțiile de electroliți au loc între ioni, în care moleculele de substanțe dizolvate se descompun. Reacțiile sunt scrise în trei forme: moleculare, ionico-moleculare complete și ionico-moleculare reduse. Electroliții puternici se scriu sub formă de ioni, electroliți medii și slabi, precipitații și gaze - sub formă de molecule. Esența reacției se reflectă în ecuația ion-moleculară abreviată, în care sunt indicate doar particulele care intră direct în reacție și nu sunt indicați ionii și moleculele a căror concentrație nu se modifică semnificativ. Reacțiile dintre electroliți decurg spre formarea unui gaz, a unui precipitat sau a unui mai slab

electrolit.

Un exemplu de reacție în soluții de electroliți: neutralizarea acidului azotic puternic cu o bază slabă (hidroxid de amoniu). Ecuația reacției moleculare:

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

În această reacție, electroliții puternici sunt acidul azotic și sarea de azotat de amoniu rezultată, care sunt scrise sub formă de ioni, iar electroliții slabi sunt hidroxidul de amoniu și apa, care sunt scrise sub formă de molecule. Ecuația ion-moleculară completă are forma:

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

După cum puteți vedea, numai ionii NO 3 - nu suferă modificări în timpul reacției, excluzându-le, notăm ecuația ion-moleculară redusă:

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

Partea practică

Reacții de schimb ion-molecular

Efectuați reacții între soluțiile de electroliți în funcție de sarcină. Pentru a face acest lucru, turnați 7-8 picături dintr-un reactiv într-o eprubetă și adăugați 7-8 picături dintr-un alt reactiv. Observați semnele reacției: precipitații, degajare de gaz sau o modificare a mirosului (ceea ce indică formarea unei substanțe cu disociere scăzută).

Apoi, în conformitate cu semnele observate, atribuiți reacția unuia dintre cele 3 tipuri:

1) reacții de schimb ionic cu formarea unei substanțe slab solubile (precipitat);

2) reacții de schimb ionic cu degajare de gaze;

3) reacții de schimb ionic cu formarea unui electrolit slab.

Scrieți fiecare reacție în 3 forme:

a) moleculară

b) complet ionic - molecular,

c) abreviat ion-molecular.

Faceți o concluzie despre direcția reacțiilor de schimb ionic.

Lista de sarcini:

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 4 3+HCI

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 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

Laboratorul #6

Disocierea electrolitică - acesta este procesul de descompunere a moleculelor de electroliți în ioni sub acțiunea moleculelor de solvent polar.

electroliti- Sunt substanțe ale căror topituri sau soluții apoase conduc curentul electric. Acestea includ soluții de acizi, topituri și soluții de alcaline și săruri. Non-electroliți sunt substanțe care nu conduc electricitatea. Acestea includ multe substanțe organice.

Se numesc electroliții care se disociază aproape complet în ioni puternic; electroliții care se disociază parțial în ioni se numesc slab. Pentru a cuantifica completitudinea disocierii se introduce conceptul de grad de disociere. Gradul de disociere electrolit numit raportul dintre numărul de molecule care s-au degradat în ioni și numărul total de molecule în soluție.

De obicei, gradul de disociere ( α ) sunt exprimate în fracții de unitate sau %:

Unde n este numărul de particule supuse disocierii electrolitice;

n 0 este numărul total de particule din soluție.

Electroliți puternici - aproape toate sărurile, bazele solubile ( NaOH, KOH, Ba(Oh) 2 etc.), acizi anorganici ( H 2 ASA DE 4 , acid clorhidric, HNO 3 , HBr, SALUT si etc) .

Electroliți slabi- baze insolubile şi NH 4 Oh, acizi anorganici ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 etc.), acizi organici și apă H 2 O.

Electroliții puternici se disociază în ioni aproape complet (adică procesul de disociere este ireversibil) și într-o singură etapă:

HCI=H + +Cl – H 2 ASA DE 4 = 2H + + Așa 4 2–

Electroliții slabi se disociază parțial (adică procesul de disociere este reversibil) și treptat . De exemplu, pentru acizii polibazici, un ion de hidrogen este detașat în fiecare etapă:

1. H 2 ASA DE 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + Așa 3 2-

Astfel, numărul de etape ale acizilor polibazici este determinat de bazicitatea acidului (numărul de ioni de hidrogen), iar numărul de etape ale bazelor poliacide va fi determinat de aciditatea bazei (sau numărul de grupări hidroxil) : NH 4 Oh ⇄ NH 4 + + Oh – . Procesul de disociere electrolitică se încheie cu stabilirea unei stări de echilibru chimic în sistem, care se caracterizează printr-o constantă de echilibru:

Constanta de echilibru a procesului de disociere electrolitică se numește constantă de disociere - La D. Constanta de disociere depinde de natura electrolitului, natura solventului, temperatură, dar nu depinde de concentrația electrolitului.

Între La Dși α Există o relație cantitativă

(13)

Relația (13) se numește legea diluției Ostwald: gradul de disociere a unui electrolit slab crește odată cu diluarea soluției.

Pentru electroliții slabi, când α  1, La D = α 2 CU.

Apa este un electrolit slab, prin urmare se disociază reversibil:

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

constanta de disociere a apei:

Gradul de disociere al apei este foarte mic (este un electrolit foarte slab). Deoarece apa este prezentă în exces mare, concentrația ei poate fi considerată o valoare constantă și este
, apoi

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

[ H + ]∙[ Oh - ] = 10 -14 = K W este produsul ionic al apei

Deoarece concentrațiile de cationi de hidrogen și ionii de hidroxid sunt egale în apă, atunci: [ H + ] = [ Oh - ] =
.

Dizolvarea altor substanțe (acizi, baze, săruri) în apă modifică concentrația ionilor H + sau ESTE EL – , iar produsul lor rămâne întotdeauna constant și egal cu 10 -14 la T \u003d 25 0 C. Concentrația de ioni H + poate servi ca măsură a acidității sau alcalinității unei soluții. De obicei, un indicator de pH este utilizat în acest scop: pH = - lg[ H + ]. Prin urmare, Valoarea pH-ului este logaritmul zecimal al concentrației ionilor de hidrogen, luat cu semnul opus.

În funcție de concentrația ionilor de hidrogen, se disting trei medii.

LA neutru mediu inconjurator [ H + ] = [ Oh - ]= 10 -7 mol/l, pH= –lg 10 -7 = 7 . Acest mediu este tipic atât pentru apă pură, cât și pentru soluții neutre. LA acru solutii [ H + ] > 10 -7 mol/l, pH< 7 . În medii acide pH variază în interiorul 0 < рН < 7 . LA alcalin medii [ H + ] < [ОН – ] și [ H + ] < 10 -7 mol/l, prin urmare, pH > 7. Limitele modificării pH-ului: 7 < рН < 14 .

Reacții de schimb ionic (RIO)- acestea sunt reacții între ioni care apar în soluții apoase de electroliți. O caracteristică distinctivă a reacțiilor de schimb este aceea că elementele care alcătuiesc reactanții nu își schimbă starea de oxidare. Reacțiile de schimb ionic sunt reacții ireversibile și continuă dat fiind: 1) formarea unei substanțe slab solubile, 2) eliberarea unei substanțe gazoase, 3) formarea unui electrolit slab.

Când are loc RIO, ionii încărcați opus sunt legați și îndepărtați din sfera de reacție. Esența reacțiilor de schimb ionic este exprimată folosind ecuații ionice, care, spre deosebire de cele moleculare, arată adevărații participanți la reacție. La compilarea ecuațiilor ionice, ar trebui să ne ghidăm de faptul că substanțele cu disociere scăzută, ușor solubile (precipitatoare) și gazoase sunt scrise în formă moleculară. Electroliții puternici solubili sunt scriși ca ioni. Prin urmare, atunci când scrieți ecuații ionice, este necesar să folosiți tabelul de solubilitate a sărurilor și bazelor în apă.

Hidroliză- acesta este procesul de interacțiune a ionilor de sare cu moleculele de apă, care duce la formarea de compuși cu disociere scăzută; este un caz special al reacțiilor de schimb ionic. Hidroliza este supusă sărurilor formate:

acid slab și bază tare ( NaCH 3 GÂNGURI, N / A 2 CO 3 , N / A 2 S, );

bază slabă și acid puternic NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

bază slabă și acid slab NH 4 CN, NH 4 CH 3 GÂNGURI).

Sărurile formate dintr-un acid puternic și o bază puternică nu suferă hidroliză: N / A 2 ASA DE 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ etc.

Hidroliza sării crește concentrația ionilor H + sau ESTE EL – . Acest lucru duce la o schimbare a echilibrului ionic al apei și, în funcție de natura sării, conferă soluției un mediu acid sau alcalin (a se vedea exemplele de rezolvare a problemelor).

Disocierea electrolitică - acesta este procesul de descompunere a moleculelor de electroliți în ioni sub acțiunea moleculelor de solvent polar.

De obicei, gradul de disociere ( α ) sunt exprimate în fracții de unitate sau %:

Unde n este numărul de particule supuse disocierii electrolitice;

n 0 este numărul total de particule din soluție.

Electroliți puternici - aproape toate sărurile, bazele solubile ( NaOH, KOH, Ba(Oh) 2 etc.), acizi anorganici ( H 2 ASA DE 4 , acid clorhidric, HNO 3 , HBr, SALUT si etc) .

Electroliți slabi- baze insolubile şi NH 4 Oh, acizi anorganici ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 etc.), acizi organici și apă H 2 O.

Electroliții puternici se disociază în ioni aproape complet (adică procesul de disociere este ireversibil) și într-o singură etapă:

HCI=H + +Cl – H 2 ASA DE 4 = 2H + + Așa 4 2–

Electroliții slabi se disociază parțial (adică procesul de disociere este reversibil) și treptat . De exemplu, pentru acizii polibazici, un ion de hidrogen este detașat în fiecare etapă:

1. H 2 ASA DE 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + Așa 3 2-

Între La Dși α Există o relație cantitativă

(13)

Relația (13) se numește legea diluției Ostwald: gradul de disociere a unui electrolit slab crește odată cu diluarea soluției.

Pentru electroliții slabi, când α  1, La D = α 2 CU.

Apa este un electrolit slab, prin urmare se disociază reversibil:

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

constanta de disociere a apei:

Gradul de disociere al apei este foarte mic (este un electrolit foarte slab). Deoarece apa este prezentă în exces mare, concentrația ei poate fi considerată o valoare constantă și este
, apoi

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

[ H + ]∙[ Oh - ] = 10 -14 = K W este produsul ionic al apei

Deoarece concentrațiile de cationi de hidrogen și ionii de hidroxid sunt egale în apă, atunci: [ H + ] = [ Oh - ] =
.

În funcție de concentrația ionilor de hidrogen, se disting trei medii.

acid slab și bază tare ( NaCH 3 GÂNGURI, N / A 2 CO 3 , N / A 2 S, );

bază slabă și acid puternic NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

bază slabă și acid slab NH 4 CN, NH 4 CH 3 GÂNGURI).

Sărurile formate dintr-un acid puternic și o bază puternică nu suferă hidroliză: N / A 2 ASA DE 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ etc.

Lecția: Disocierea electrolitică. Indicele de hidrogen. Reacții de schimb ionic
Obiective: pentru a sistematiza cunoștințele elevilor despre disocierea electrolitică. Arată isprava științifică a fondatorilor teoriei. Arătați dependența proprietăților substanțelor de structura lor. Pentru a aduce cunoștințele dobândite de studenți pe această temă într-un singur sistem.
Sarcini: Îmbunătățiți abilitățile și abilitățile de compilare a ecuațiilor de disociere, ecuații ionice, ecuații de hidroliză. Pentru a forma capacitatea de a prezice mediul de soluții de diferite săruri. Sistematizarea cunoștințelor elevilor despre hidroliza substanțelor organice. Dezvoltați capacitatea de a observa, analiza și trage concluzii.
Echipamente și reactivi : proiector multimedia, calculator.

În timpul orelor

Organizarea timpului

Actualizarea cunoștințelor de bază:

Elevii răspund conform planului:
Care este conductivitatea electrică a soluțiilor?
- Disocierea electrolitică a sărurilor, bazelor și acizilor.
- Mecanismul de disociere electrolitică a substanţelor cu legătură ionică.

Introducere în studiul unui subiect nou:De ce soluțiile de acizi, săruri și alcaline conduc electricitatea?

De ce punctul de fierbere al unei soluții de electrolit va fi întotdeauna mai mare decât punctul de fierbere al unei soluții neelectrolitice de aceeași concentrație?

Învățarea de materiale noi:

1. Conceptul de disociere electrolitică

În 1887 un fizician suedezchimistul Svante Arrhenius, investigând conductivitatea electrică a soluțiilor apoase, el a sugerat că în astfel de soluții substanțele se descompun în particule încărcate - ioni care se pot muta la electrozi - un catod încărcat negativ și un anod încărcat pozitiv.

Acesta este motivul curentului electric în soluții. Acest proces se numeștedisocierea electrolitică (traducere literală - scindare, descompunere sub influența electricității). Acest nume sugerează, de asemenea, că disocierea are loc sub acțiunea unui curent electric. Studiile ulterioare au arătat că nu este așa: ionii sunt doar purtători de sarcină în soluție și există în ea, indiferent dacă curentul trece prin soluție sau nu. Cu participarea activă a lui Svante Arrhenius, a fost formulată teoria disocierii electrolitice, care este adesea numită după acest om de știință. Ideea principală a acestei teorii este că electroliții sub acțiunea unui solvent se descompun spontan în ioni. Și acești ioni sunt purtători de sarcină și sunt responsabili pentru conductivitatea electrică a soluției.

Curentul electric este mișcarea direcționată a particulelor încărcate libere. Știți deja că soluțiile și topiturile de săruri și alcaline sunt conductoare electric, deoarece nu constau din molecule neutre, ci din particule încărcate - ioni. Când se topesc sau se dizolvă, ionii devinliber purtători de sarcină electrică.

Procesul de dezintegrare a unei substanțe în ioni liberi în timpul dizolvării sau topirii sale se numește disociere electrolitică.

2. Esența procesului de disociere electrolitică a sărurilor

Esența disocierii electrolitice este că ionii devin liberi sub influența unei molecule de apă. Fig.1. Procesul de descompunere a electrolitului în ioni este afișat folosind o ecuație chimică. Să scriem ecuația de disociere pentru clorura de sodiu și bromura de calciu. Disocierea unui mol de clorură de sodiu produce un mol de cationi de sodiu și un mol de anioni de clorură.NaCl ⇄ Na+ + Cl-

Disocierea unui mol de bromură de calciu produce un mol de cationi de sodiu și doi moli de anioni de bromură.

CaBr2 ⇄ Ca2+ + 2Br-

Vă rugăm să rețineți: deoarece formula unei particule neutre din punct de vedere electric este scrisă în partea stângă a ecuației, sarcina totală a ionilor trebuie să fie egală cu zero.

Concluzie : în timpul disocierii sărurilor se formează cationi metalici și anioni ai reziduului acid.

3. Esența procesului de disociere electrolitică a alcalinelor

Luați în considerare procesul de disociere electrolitică a alcalinelor. Să scriem ecuația de disociere într-o soluție de hidroxid de potasiu și hidroxid de bariu.

Disocierea unui mol de hidroxid de potasiu produce un mol de cationi de potasiu și un mol de anioni de hidroxid.KOH ⇄ K+ + OH-

Disocierea unui mol de hidroxid de bariu produce un mol de cationi de bariu și doi moli de anioni de hidroxid.Ba(OH)2 ⇄ Ba2+ + 2OH-

Concluzie: în timpul disocierii electrolitice a alcalinelor se formează cationi metalici și anioni hidroxid.

Bazele insolubile în apă practic nu suferă disociere electrolitică, deoarece sunt practic insolubile în apă, iar atunci când sunt încălzite, se descompun, astfel încât nu pot fi topite.

4. Esența procesului de disociere electrolitică a acizilor

Luați în considerare procesul de disociere electrolitică a acizilor. Moleculele acide sunt formate printr-o legătură covalentă polară, ceea ce înseamnă că acizii nu sunt formați din ioni, ci din molecule.

Apare întrebarea - cum se disociază acidul, adică cum se formează particulele încărcate liber în acizi? Se pare că ionii se formează în soluții acide tocmai în timpul dizolvării.

Luați în considerare procesul de disociere electrolitică a clorurii de hidrogen în apă, dar pentru aceasta vom scrie structura moleculelor de clorură de hidrogen și apă. Ambele molecule sunt formate printr-o legătură polară covalentă. Densitatea electronilor din molecula de clorură de hidrogen este deplasată la atomul de clor, iar în molecula de apă - la atomul de oxigen. Molecula de apă este capabilă să rupă cationul de hidrogen din molecula de acid clorhidric și se formează cationul de hidroniu H3O +.

Atunci ecuația de disociere a clorurii de hidrogen arată astfel:acid clorhidric ⇄ H+ + Cl-

5. Disocierea treptată a acizilor

Disocierea treptată a acidului sulfuric

Luați în considerare procesul de disociere electrolitică a acidului sulfuric. Acidul sulfuric se disociază treptat, în două etape.

Stadiul I–I de disociere

În prima etapă, un cation de hidrogen este detașat și se formează un anion hidrosulfat.

H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-

anion hidrosulfat.

II - I stadiu de disociere

În a doua etapă, are loc o disociere suplimentară a anionilor hidrosulfat.HSO4- ⇄ H+ + SO42-

Această etapă este reversibilă, adică ionii sulfat - rezultați se pot atașa la ei înșiși cationi de hidrogen și se pot transforma în hidrosulfat - anioni. Acest lucru este arătat de semnul reversibilității.

Există acizi care nu se disociază complet nici în prima etapă - astfel de acizi sunt slabi. De exemplu, acidul carbonic H2CO3.

Indicele de hidrogen caracterizează concentrația ionilor liberi de hidrogen în apă.

Pentru comoditatea afisarii, a fost introdus un indicator special, numit pH, care este logaritmul concentratiei ionilor de hidrogen, luat cu semnul opus, i.e. pH = -log.

Mai simplu spus, valoarea pH-ului este determinată de raportul cantitativ al ionilor de H din apă + si el - formate în timpul disocierii apei. Dacă apa are un conținut redus de ioni de hidrogen liberi (pH> 7) în comparație cu ioni de OH - , atunci apa va avea o reacție alcalină, și cu un conținut crescut de ioni de 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.

Reflecție: compune un cinquain

A/A:

Rezumând lecția

În această lecție, ați învățat că soluțiile de acizi, săruri și alcaline sunt conductoare de electricitate, deoarece atunci când sunt dizolvate, se formează particule încărcate - ioni. Acest proces se numește disociere electrolitică. În timpul disocierii sărurilor se formează cationi metalici și anioni ai reziduurilor acide. În timpul disocierii alcaline, se formează cationi metalici și anioni hidroxid. În timpul disocierii acizilor, se formează cationi de hidrogen și anioni ai reziduului acid.

Portal pentru student. Autoinstruire

ARTICOLE SIMILARE