V roztokoch elektrolytov prebieha disociácia nevratne. Elektrolytická disociácia

Skrátená iónová rovnica H + + OH - \u003d H20 zodpovedá interakcii kyseliny dusičnej s:

1) oxid sodný

2) hydroxid meďnatý

3) hydroxid sodný

odpoveď: 3

vysvetlenie:

Kyselina dusičná je silná kyselina, preto takmer všetky jej molekuly disociujú na katióny H + a anióny NO 3 -. Silné vo vode rozpustné zásady disociujú na hydroxidové ióny OH −, t.j. alkálie. Zo všetkých odpovedí prezentovaných v úlohe je vhodný hydroxid sodný, ktorý sa vo vodnom roztoku rozkladá na Na + a OH -.

Úplná iónová rovnica pre reakciu NaOH a HNO 3: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. Redukcia rovnakých iónov vľavo a vpravo v rovnici, získame redukovanú iónovú rovnicu uvedenú v úlohe. Táto reakcia prebieha v dôsledku tvorby nízkodisociujúcej látky - vody.

Oxid sodný sa vo vode nedisociuje, ale reaguje s ňou za vzniku zásady:

Na20 + H20 \u003d 2 NaOH.

Hydroxid meďnatý je nerozpustná zásada, a preto sa vo vode nedisociuje.

Úplná iónová rovnica Cu(OH) 2 + 2H + + 2NO 3 − = Cu 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O

Skrátená iónová rovnica: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

Vo vode rozpustná soľ KN03 nedáva pri disociácii hydroxidové ióny. Ako silný elektrolyt sa rozkladá na katióny K + a anióny NO 3 -

Po pridaní kyseliny sírovej do roztoku obsahujúceho ióny sa vytvorí zrazenina:

1) NH4+ a NO3-

2) K+ a Si032-

odpoveď: 2

vysvetlenie:

Kyselina sírová je silný elektrolyt a vo vode sa disociuje na ióny: H + a SO 4 2-. Pri interakcii katiónov H + s aniónmi SiO 3 2− vzniká vo vode nerozpustná kyselina kremičitá H 2 SiO 3.

Kyslý zvyšok kyseliny sírovej SO 4 2- netvorí s navrhovanými katiónmi zrazeniny, ako je možné overiť z tabuľky rozpustnosti kyselín, zásad a solí vo vode.

Katión H + okrem SiO 3 2− tiež netvorí precipitáty s navrhovanými aniónmi.

Skrátená iónová rovnica Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2 zodpovedá interakcii medzi:

1) CuS04 (p-p) a Fe (OH)3

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

3) CuCl2 (p-p) a NaOH (p-p)

odpoveď: 3

vysvetlenie:

V prvom prípade reakcia medzi síranom meďnatým CuSO 4 a hydroxidom železitým Fe (OH) 3 neprebieha, pretože hydroxid železitý je nerozpustná zásada a vo vodnom roztoku sa nedisociuje.

V druhom prípade reakcia tiež neprebieha kvôli nerozpustnosti sulfidu meďnatého CuS.

V treťom variante výmenná reakcia medzi chloridom meďnatým (II) a NaOH prebieha v dôsledku vyzrážania Cu(OH)2.

Reakčná rovnica v molekulárnej forme je nasledovná:

CuCl2 + 2NaOH \u003d Cu (OH)2↓ + 2NaCl.

Rovnica pre túto reakciu v plnej iónovej forme je:

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

Redukciou rovnakých iónov Na + a Cl - v ľavej a pravej časti úplnej iónovej rovnice získame redukovanú iónovú rovnicu:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

Oxid meďnatý CuO (II), ktorý je oxidom prechodného kovu (skupina IA), neinteraguje s vodou, pretože netvorí rozpustnú bázu.

Interakcia roztokov chloridu meďnatého a hydroxidu draselného zodpovedá redukovanej iónovej rovnici:

1) Cl + K+ = KCI

2) CuCl2 + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 + 2Cl -

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

odpoveď: 4

vysvetlenie:

Výmenná reakcia medzi roztokmi chloridu meďnatého a hydroxidu draselného v molekulárnej forme je napísaná takto:

CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KCl

Reakcia prebieha v dôsledku vyzrážania modrej zrazeniny Cu(OH)2.

CuCl 2 a KOH sú rozpustné zlúčeniny, preto sa v roztoku rozkladajú na ióny.

Reakciu zapisujeme v plnej iónovej forme:

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

Redukujeme identické ióny 2Cl − a 2K +

vľavo a vpravo od plnej iónovej rovnice a dostaneme redukovanú iónovú rovnicu:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

KCl, CuCl 2 a KOH sú rozpustné látky a vo vodnom roztoku disociujú takmer úplne na katióny a anióny. V iných navrhovaných odpovediach sa tieto zlúčeniny objavujú v nedisociovanej forme, takže možnosti 1, 2 a 3 nie sú správne.

Ktorá skrátená iónová rovnica zodpovedá interakcii kremičitanu sodného s kyselinou dusičnou?

1) K + + NO 3 - = KNO 3

2) H+ + N03- = HN03

3) 2H+ + Si032- = H2Si03

odpoveď: 3

vysvetlenie:

Reakcia interakcie kremičitanu sodného s kyselinou dusičnou (výmenná reakcia) v molekulárnej forme je napísaná takto:

Na2SiO3 + 2HNO3 \u003d H2SiO3 ↓ + 2NaN03

Keďže kremičitan sodný je rozpustná soľ a kyselina dusičná je silná, obe látky v roztoku disociujú na ióny. Reakciu zapisujeme v plnej iónovej forme:

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

Si032- + 2H+ = H2Si03↓

Zvyšok navrhovaných možností neodráža znak reakcie - zrážanie. Okrem toho sú v prezentovaných možnostiach odpovede rozpustné soli KNO 3 a K 2 SiO 3 a silná kyselina HNO 3 prezentované v nedisociovanej forme, čo, samozrejme, nie je pravda, keďže ide o silné elektrolyty.

Interakcii zodpovedá skrátená iónová rovnica Ba 2+ + SO 4 2− =BaSO 4

1) Ba(N03)2 a Na2S04

2) Ba(OH)2 a CuS04

3) BaO a H2S04

odpoveď: 1

vysvetlenie:

Interakcia dusičnanu bárnatého so síranom sodným (výmenná reakcia) v molekulárnej forme je napísaná takto:

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

Pretože dusičnan bárnatý a síran sodný sú rozpustné soli, obe látky v roztoku disociujú na ióny. Reakciu zapisujeme v plnej iónovej forme:

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

Po redukcii iónov Na + a NO 3 − v ľavej a pravej časti rovnice dostaneme redukovanú iónovú rovnicu:

Ba2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓

Reakcia interakcie hydroxidu bárnatého so síranom meďnatým (výmenná reakcia) v molekulárnej forme je napísaná takto:

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

Vytvoria sa dve zrazeniny. Pretože hydroxid bárnatý a síran meďnatý sú rozpustné látky, obe disociujú v roztoku na ióny. Reakciu zapisujeme v plnej iónovej forme:

Ba2+ + 2OH − + Cu 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

Reakcia interakcie oxidu bárnatého s kyselinou sírovou (výmenná reakcia) v molekulárnej forme je napísaná takto:

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

Keďže BaO je oxid, vo vode sa nedisociuje (BaO interaguje s vodou za vzniku alkálie), vzorec BaO píšeme v nedisociovanej forme. Kyselina sírová je silná, preto v roztoku disociuje na katióny H + a anióny SO 4 2−. Reakcia prebieha v dôsledku vyzrážania síranu bárnatého a tvorby nízkodisociujúcej látky. Reakciu zapisujeme v plnej iónovej forme:

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

Ani tu nie sú identické ióny v ľavej a pravej časti rovnice a nie je možné nič redukovať, potom redukovaná iónová rovnica vyzerá rovnako ako úplná.
Reakcia interakcie uhličitanu bárnatého s kyselinou sírovou (výmenná reakcia) v molekulárnej forme je napísaná takto:

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

Reakcia prebieha v dôsledku tvorby zrazeniny, vývoja plynu a tvorby nízkodisociujúcej zlúčeniny - vody. Keďže BaCO 3 je nerozpustná soľ, a preto sa v roztoku nerozkladá na ióny, zapíšeme vzorec BaCO 3 v molekulárnej forme. Kyselina sírová je silná, preto v roztoku disociuje na katióny H + a anióny SO 4 2−. Reakciu zapisujeme v plnej iónovej forme:

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

Úplná iónová rovnica sa zhoduje s redukovanou, pretože na ľavej a pravej strane rovnice nie sú žiadne identické ióny.

Interakcii zodpovedá redukovaná iónová rovnica Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3

1) síran bárnatý a uhličitan draselný

2) hydroxid bárnatý a oxid uhličitý

3) chlorid bárnatý a uhličitan sodný

4) dusičnan bárnatý a oxid uhličitý

odpoveď: 3

vysvetlenie:

Reakcia medzi síranom bárnatým BaSO 4 a uhličitanom draselným K 2 CO 3 neprebieha, pretože síran bárnatý je nerozpustná soľ. Nevyhnutnou podmienkou pre výmenu dvoch solí je rozpustnosť oboch solí.

Reakcia medzi hydroxidom bárnatým Ba(OH) 2 a oxidom uhličitým CO 2 (oxid kyseliny) nastáva v dôsledku tvorby nerozpustnej soli BaCO 3 . Ide o reakciu alkálie s kyslým oxidom za vzniku soli a vody. Napíšme reakciu v molekulárnej forme:

Ba(OH)2 + C02 = BaC03↓ + H20

Keďže hydroxid bárnatý je rozpustná zásada, v roztoku disociuje na katióny Ba 2+ a OH − hydroxidové ióny. Oxid uhoľnatý sa vo vode nedisociuje, preto v iónových rovniciach by mal byť jeho vzorec napísaný v molekulárnej forme. Uhličitan bárnatý je nerozpustná soľ, preto je v rovnici iónovej reakcie zapísaný aj v molekulárnej forme. Interakcia hydroxidu bárnatého a oxidu uhličitého v plnej iónovej forme je teda nasledovná:

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

Keďže na ľavej a pravej strane rovnice nie sú žiadne identické ióny a nie je možné nič redukovať, redukovaná iónová rovnica vyzerá rovnako ako úplná.

Reakcia interakcie chloridu bárnatého s uhličitanom sodným (výmenná reakcia) v molekulárnej forme je napísaná takto:

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

Keďže chlorid bárnatý a uhličitan sodný sú rozpustné soli, obe látky v roztoku disociujú na ióny. Reakciu zapisujeme v plnej iónovej forme:

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

Redukciou iónov Na + a Cl − v ľavej a pravej časti rovnice dostaneme redukovanú iónovú rovnicu:

Ba 2+ + CO 3 2- \u003d BaCO 3 ↓

Reakcia dusičnanu bárnatého Ba (NO 3) 2 a oxidu uhličitého CO 2 (kyslý oxid) vo vodnom roztoku neprebieha. Oxid uhličitý CO 2 vo vodnom roztoku tvorí slabú nestabilnú kyselinu uhličitú H 2 CO 3, ktorá nie je schopná vytesniť silnú HNO 3 z roztoku soli Ba(NO 3) 2 .

Vzorce na výpočet.

1. Vypočítajte normálnu koncentráciu roztoku kyseliny (op. č. 1) alebo alkalického roztoku (op. č. 2) zo vzorca zákona ekvivalentov pre roztoky:

2. Vypočítajte hmotnosť kyseliny (op. č. 1) alebo alkálie (op. č. 2) obsiahnutých v 10 ml zodpovedajúceho roztoku zo vzorca pre normálnu koncentráciu:

3. Vypočítajte hmotnosť vody (rozpúšťadla) v 10 ml roztoku za predpokladu, že hustota roztoku je 1:

4. Pomocou získaných údajov vypočítajte dané koncentrácie pomocou príslušných vzorcov.

Laboratórium č. 5

Cieľ:študovať podmienky vzniku iónomeničových reakcií a pravidlá zapisovania iónomeničových reakcií v molekulárnych a iónovo-molekulárnych formách.

Teoretická časť.

elektrolytická disociácia nazývaný čiastočný alebo úplný rozklad molekúl elektrolytu na ióny pôsobením molekúl polárneho rozpúšťadla. Disociácia prebieha ako výsledok komplexnej fyzikálno-chemickej interakcie molekúl elektrolytu s molekulami polárneho rozpúšťadla. Interakcia iónov s molekulami polárneho rozpúšťadla sa nazýva solvatácia (pre vodné roztoky - hydratácia) iónov. V roztokoch elektrolytov sa tvoria solvatované ióny.

Elektrolyty vedú elektrický prúd, pretože v roztokoch sú nabité častice: katióny a anióny.

Kvantitatívne je charakterizovaný proces disociácie stupeň elektrolytickej disociácie α. Stupeň disociácie je pomer počtu molekúl, ktoré sa rozpadli na ióny n, k celkovému počtu molekúl N rozpustenej látky:

Stupeň disociácie je vyjadrený ako percento alebo zlomky jednotky.

Elektrolyty sa delia do troch skupín: a) silné (α> 30 %), b) stredné (3<α<30%), в) слабые (α<3%).

Náučná literatúra obsahuje tabuľky stupňov disociácie kyselín, zásad a solí. Stupeň disociácie závisí od povahy rozpustenej látky a rozpúšťadla, teploty, koncentrácie a prítomnosti rovnakých iónov v roztoku. Pre slabé elektrolyty stupeň disociácie výrazne závisí od koncentrácie: čím nižšia je koncentrácia roztoku, tým väčší je stupeň elektrolytickej disociácie.

Oveľa vhodnejšie je charakterizovať schopnosť elektrolytov disociovať do roztoku disociačná konštanta K , ktorá nezávisí od koncentrácie roztoku. Disociačná konštanta K je rovnovážna konštanta reverzibilného procesu disociácie slabého elektrolytu – kyseliny alebo zásady. Disociačná konštanta kyselín sa tiež nazýva konštanta kyslosti a zásady - konštanta zásaditosti. Hodnoty disociačných konštánt slabých elektrolytov sú uvedené v tabuľkách pre štandardné podmienky.

Disociačná (bazitická) konštanta je vyjadrená ako pomer súčinu rovnovážnych koncentrácií iónov v roztoku daného slabého elektrolytu ku koncentrácii nedisociovaných molekúl:

Disociačná konštanta je mierou relatívnej sily slabých elektrolytov: čím je menšia, tým je elektrolyt slabší. Vzťah medzi konštantou a stupňom disociácie slabého binárneho elektrolytu sa riadi Ostwaldov šľachtiteľský zákon:

Z hľadiska elektrolytickej disociácie sa kyseliny nazývajú elektrolyty, ktoré tvoria kladne nabité vodíkové nuly a anióny zvyškov kyseliny vo vodných roztokoch. Vodíkové ióny sú charakteristické pre kyseliny a určujú ich vlastnosti. Kyseliny, ktoré sú silnými elektrolytmi: dusičná HNO 3, chlorovodíková HCl, bromovodíková HBr, jodovodíková HJ, sírová H 2 SO 4, mangán HMnO 4 a iné.

Slabých elektrolytov je viac ako silných. Slabými elektrolytmi sú kyseliny: sírová H 2 SO 3, fluorovodíková, uhoľná H 2 CO 3, sírovodík H 2 S, octový CH 3 COOH atď. Viacsýtne kyseliny disociujú postupne. Príklady disociácie kyselín:

HCl = H + + Cl-

CH3COOH CH3COO - + H +

Stupeň I: H2SO3H++ + HSO3-

alebo H2SO32H++S032-,

Stupeň II: HSO 3 - H + + SO 3 2 -

Z hľadiska elektrolytickej disociácie sú zásady elektrolyty, ktoré vo vodných roztokoch tvoria negatívne nabité OH hydroxidové ióny a katióny kovov. Hydroxidové ióny určujú všeobecné vlastnosti zásad. Bázy s valenciou katiónu väčšou ako jedna disociujú v krokoch. Silné elektrolyty sú zásady, v ktorých sú alkalické kovy a kovy alkalických zemín katiónmi, s výnimkou Be (OH) 2 a Mg (OH) 2.

Vo všeobecnosti sú zásady slabé elektrolyty, najmä tie, ktoré tvoria amfotérne kovy. Amfotérne hydroxidy disociujú ako zásady v kyslom prostredí a ako kyseliny v alkalickom prostredí. Príklady disociácie zásad a amfotérnych hydroxidov:

NaOH \u003d Na + + OH -

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

II čl. FeOH + Fe 2+ + OH - alebo Fe (OH) 2 Fe 2+ + 2OH -

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

Soli sú elektrolyty, ktoré sa vo vode disociujú na kladné kovové ióny a záporné ióny zvyškov kyselín.Všetky soli, ktoré sú ľahko rozpustné vo vode, sú silné elektrolyty. Príklady disociácie normálnych (stredných), kyslých, zásaditých, komplexných a podvojných solí:

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

NaHC03 \u003d Na++ HCO3-; KAl(S04)2 = K+ + Al3+ + 2SO42-.

AlOHCl2 \u003d AlOH2+ + 2C1 -;

Štúdium rôznych reakcií hlavne v nevodných médiách viedlo k vytvoreniu všeobecnejších predstáv o kyselinách a zásadách. Najdôležitejšou z moderných teórií kyselín a zásad je protónová teória, podľa ktorej je kyselina donorom protónov, teda časticou (molekulou alebo iónom), ktorá je schopná darovať vodíkový ión - protón a báza je akceptor protónov, t.j. častica (molekula alebo ión) schopná prijať protón. Napríklad v reakcii:

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

Cl ión je zásada konjugovaná s kyselinou HCl a ión NH4+ je kyslý konjugát s zásadou NH3. Reakcie v roztokoch elektrolytov prebiehajú medzi iónmi, na ktoré sa rozpadajú molekuly rozpustených látok. Reakcie sú zapísané v troch formách: molekulárna, úplná iónovo-molekulárna a redukovaná iónovo-molekulárna. Silné elektrolyty sú napísané vo forme iónov, stredných a slabých elektrolytov, zrážok a plynov - vo forme molekúl. Podstata reakcie sa odráža v skrátenej iónovo-molekulárnej rovnici, v ktorej sú označené iba častice, ktoré priamo vstupujú do reakcie a nie sú označené ióny a molekuly, ktorých koncentrácia sa výrazne nemení. Reakcie medzi elektrolytmi vedú k vytvoreniu plynu, zrazeniny alebo slabšej látky

elektrolyt.

Príklad reakcie v roztokoch elektrolytov: neutralizácia silnej kyseliny dusičnej slabou zásadou (hydroxid amónny). Rovnica molekulárnej reakcie:

HN03 + NH4OH \u003d NH4N03 + H20.

Pri tejto reakcii sú silnými elektrolytmi kyselina dusičná a výsledná soľ dusičnanu amónneho, ktoré sú zapísané vo forme iónov, a slabými elektrolytmi sú hydroxid amónny a voda, ktoré sú zapísané vo forme molekúl. Úplná iónovo-molekulárna rovnica má tvar:

H+ + N03 - + NH4OH \u003d NH4 + + N03 - + H20.

Ako vidíte, iba ióny NO 3 - nepodliehajú zmenám počas reakcie, okrem nich zapíšeme redukovanú iónovo-molekulárnu rovnicu:

H+ + NH4OH \u003d NH4 + + H20.

Praktická časť

Reakcie molekulárnej výmeny iónov

Vykonajte reakcie medzi roztokmi elektrolytov podľa úlohy. Za týmto účelom nalejte 7-8 kvapiek jedného činidla do skúmavky a pridajte 7-8 kvapiek iného činidla. Všimnite si príznaky reakcie: zrážanie, vývoj plynu alebo zmena zápachu (čo naznačuje tvorbu nízkodisociujúcej látky).

Potom, v súlade s pozorovanými príznakmi, priraďte reakciu jednému z 3 typov:

1) iónomeničové reakcie s tvorbou slabo rozpustnej látky (precipitátu);

2) iónomeničové reakcie s vývojom plynu;

3) iónomeničové reakcie s tvorbou slabého elektrolytu.

Napíšte každú reakciu v 3 formách:

a) molekulárne

b) úplné iónovo-molekulárne,

c) skrátene iónovo-molekulárne.

Urobte záver o smere iónomeničových reakcií.

Zoznam úloh:

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. NaN02 +HCl 13. Bi(NO 3) 3 +KOH 14. Na2S+CdCl2 15. Bi(NO 3) 3 +Na2S 16. CoSO 4 +KOH 17. CuS04 +KOH 18. Na 2 CO 3 + HNO 3 19. K 2 CrO 4 + CuSO 4 20. K 2 CrO 4 + MnSO 4 21. K 2 CrO 4 + NiSO 4 22. K 2 CO 3 + MnSO 4 23. Na 2 SO 3+HCl

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

47. Hg(NO 3) 2 + KI 48. CdCl 2 + NH 4 OH 49. CdCl 2 + NH 4 OH 50. NaHCO 3 + HNO 3 51. ZnSO 4 + BaCl 2 52. ZnSO 4 + KOH 53. ZnSO 4 + KOH ex 54. (CH 3 COO) 2 Pb + H 2 SO 4 55. NaHCO 3 + H 2 SO 4 56. (NH 4) 2 SO 4 + KOH 57. K 2 CO 3 + H 2 SO 4 58. (NH 4) 2 SO 4 + NaOH 59. K 2 CO 3 + HCl 60. CrCl 3 + KOH 61. CrCl 3 + KOH ex 62. ZnCl 2 + NaOH 63. ZnCl 2 + NaOH ex 64. MnSO 4 + KOH 65 MnSO4 + Na3P04 66. Na2S03 + H2S04 67. K2CO3 + CH3COOH 68. Na2CO3 + CH3COOH 69. NaHCO3 + CH3COOH

Laboratórium č. 6

Elektrolytická disociácia - ide o proces rozkladu molekúl elektrolytu na ióny pôsobením molekúl polárneho rozpúšťadla.

elektrolytov- Sú to látky, ktorých taveniny alebo vodné roztoky vedú elektrický prúd. Patria sem roztoky kyselín, taveniny a roztoky zásad a solí. Neelektrolyty sú látky, ktoré nevedú elektrický prúd. Patria sem mnohé organické látky.

Elektrolyty, ktoré sa takmer úplne disociujú na ióny, sa nazývajú silný; elektrolyty, ktoré sa čiastočne disociujú na ióny, sa nazývajú slabý. Na kvantifikáciu úplnosti disociácie sa zavádza pojem stupeň disociácie. Stupeň disociácie elektrolyt nazývaný pomer počtu molekúl, ktoré sa rozpadli na ióny, k celkovému počtu molekúl v roztoku.

Zvyčajne stupeň disociácie ( α ) sú vyjadrené v zlomkoch jednotky alebo %:

kde n je počet častíc podrobených elektrolytickej disociácii;

n 0 je celkový počet častíc v roztoku.

Silné elektrolyty - takmer všetky soli, rozpustné zásady ( NaOH, KOH, Ba(Oh) 2 atď.), anorganické kyseliny ( H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, AHOJ atď.) .

Slabé elektrolyty- nerozpustné zásady a NH 4 Oh, anorganické kyseliny ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 atď.), organické kyseliny a voda H 2 O.

Silné elektrolyty disociujú na ióny takmer úplne (t. j. proces disociácie je nevratný) a v jednom kroku:

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

Slabé elektrolyty disociujú čiastočne (t. j. proces disociácie je reverzibilný) a postupne . Napríklad pre viacsýtne kyseliny sa v každom štádiu oddelí jeden vodíkový ión:

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

Počet stupňov viacsýtnych kyselín je teda určený zásaditosťou kyseliny (počet vodíkových iónov) a počet stupňov polykyselinových zásad bude určený kyslosťou zásady (alebo počtom hydroxylových skupín). : NH 4 Oh ⇄ NH 4 + + Oh – . Proces elektrolytickej disociácie končí nastolením stavu chemickej rovnováhy v systéme, ktorý je charakterizovaný rovnovážnou konštantou:

Rovnovážna konštanta procesu elektrolytickej disociácie sa nazýva disociačná konštanta - Komu D. Disociačná konštanta závisí od charakteru elektrolytu, charakteru rozpúšťadla, teploty, ale nezávisí od koncentrácie elektrolytu.

Medzi Komu D a α Existuje kvantitatívny vzťah

(13)

Vzťah (13) sa nazýva Ostwaldov zákon riedenia: stupeň disociácie slabého elektrolytu sa zvyšuje so zriedením roztoku.

Pre slabé elektrolyty, keď α  1, Komu D = α 2 S.

Voda je slabý elektrolyt, preto sa reverzibilne disociuje:

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

Disociačná konštanta vody:

Stupeň disociácie vody je veľmi malý (je to veľmi slabý elektrolyt). Keďže voda je prítomná vo veľkom nadbytku, jej koncentráciu možno považovať za konštantnú hodnotu a je
, potom

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

[ H + ]∙[ Oh - ] = 10 -14 = K W je iónový produkt vody

Pretože koncentrácie vodíkových katiónov a hydroxidových iónov sú vo vode rovnaké, potom: [ H + ] = [ Oh - ] =
.

Rozpúšťanie iných látok (kyselín, zásad, solí) vo vode mení koncentráciu iónov H + alebo JE ON – , a ich produkt zostáva vždy konštantný a rovný 10 -14 pri T \u003d 25 0 C. Koncentrácia iónov H + môže slúžiť ako miera kyslosti alebo zásaditosti roztoku. Zvyčajne sa na tento účel používa indikátor pH: pH = - lg[ H + ]. teda hodnota pH je desatinný logaritmus koncentrácie vodíkových iónov, braný s opačným znamienkom.

V závislosti od koncentrácie vodíkových iónov sa rozlišujú tri médiá.

AT neutrálnyživotné prostredie [ H + ] = [ Oh - ]= 10 -7 mol/l, pH= –lg 10 -7 = 7 . Toto médium je typické pre čistú vodu aj neutrálne roztoky. AT kyslé riešenia [ H + ] > 10 -7 mol/l, pH< 7 . V kyslom prostredí pH sa mení v rámci 0 < рН < 7 . AT zásadité prostredia [ H + ] < [ОН – ] a [ H + ] < 10 -7 mol/l, teda, pH > 7. Hranice zmeny pH: 7 < рН < 14 .

Reakcie výmeny iónov (RIO)- sú to reakcie medzi iónmi vyskytujúcimi sa vo vodných roztokoch elektrolytov. Charakteristickým znakom výmenných reakcií je, že prvky, ktoré tvoria reaktanty, nemenia svoj oxidačný stav. Reakcie iónovej výmeny sú nezvratné reakcie a prebiehajú vzhľadom na to: 1) tvorba slabo rozpustnej látky, 2) uvoľňovanie plynnej látky, 3) tvorba slabého elektrolytu.

Keď nastane RIO, opačne nabité ióny sa naviažu a odstránia z reakčnej sféry. Podstata iónomeničových reakcií je vyjadrená pomocou iónových rovníc, ktoré na rozdiel od molekulárnych ukazujú skutočných účastníkov reakcie. Pri zostavovaní iónových rovníc sa treba riadiť tým, že nízkodisociujúce, málo rozpustné (precipitujúce) a plynné látky sú zapísané v molekulárnej forme. Silne rozpustné elektrolyty sa píšu ako ióny. Preto pri písaní iónových rovníc je potrebné použiť tabuľku rozpustnosti solí a zásad vo vode.

Hydrolýza- ide o proces interakcie iónov solí s molekulami vody, čo vedie k tvorbe zlúčenín s nízkou disociáciou; je špeciálny prípad iónomeničových reakcií. Hydrolýzou vznikajú soli:

slabá kyselina a silná zásada ( NaCH 3 prevádzkový riaditeľ, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );

slabá zásada a silná kyselina NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

slabá zásada a slabá kyselina NH 4 CN, NH 4 CH 3 prevádzkový riaditeľ).

Soli tvorené silnou kyselinou a silnou zásadou nepodliehajú hydrolýze: Na 2 SO 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ atď.

Hydrolýza soli zvyšuje koncentrácie iónov H + alebo JE ON – . To vedie k posunu v iónovej rovnováhe vody a v závislosti od povahy soli dodáva roztoku kyslé alebo zásadité prostredie (pozri príklady riešenia problémov).

Elektrolytická disociácia - ide o proces rozkladu molekúl elektrolytu na ióny pôsobením molekúl polárneho rozpúšťadla.

Zvyčajne stupeň disociácie ( α ) sú vyjadrené v zlomkoch jednotky alebo %:

kde n je počet častíc podrobených elektrolytickej disociácii;

n 0 je celkový počet častíc v roztoku.

Silné elektrolyty - takmer všetky soli, rozpustné zásady ( NaOH, KOH, Ba(Oh) 2 atď.), anorganické kyseliny ( H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, AHOJ atď.) .

Slabé elektrolyty- nerozpustné zásady a NH 4 Oh, anorganické kyseliny ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 atď.), organické kyseliny a voda H 2 O.

Silné elektrolyty disociujú na ióny takmer úplne (t. j. proces disociácie je nevratný) a v jednom kroku:

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

Slabé elektrolyty disociujú čiastočne (t. j. proces disociácie je reverzibilný) a postupne . Napríklad pre viacsýtne kyseliny sa v každom štádiu oddelí jeden vodíkový ión:

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

Medzi Komu D a α Existuje kvantitatívny vzťah

(13)

Vzťah (13) sa nazýva Ostwaldov zákon riedenia: stupeň disociácie slabého elektrolytu sa zvyšuje so zriedením roztoku.

Pre slabé elektrolyty, keď α  1, Komu D = α 2 S.

Voda je slabý elektrolyt, preto sa reverzibilne disociuje:

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

Disociačná konštanta vody:

Stupeň disociácie vody je veľmi malý (je to veľmi slabý elektrolyt). Keďže voda je prítomná vo veľkom nadbytku, jej koncentráciu možno považovať za konštantnú hodnotu a je
, potom

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

[ H + ]∙[ Oh - ] = 10 -14 = K W je iónový produkt vody

Pretože koncentrácie vodíkových katiónov a hydroxidových iónov sú vo vode rovnaké, potom: [ H + ] = [ Oh - ] =
.

V závislosti od koncentrácie vodíkových iónov sa rozlišujú tri médiá.

slabá kyselina a silná zásada ( NaCH 3 prevádzkový riaditeľ, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );

slabá zásada a silná kyselina NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

slabá zásada a slabá kyselina NH 4 CN, NH 4 CH 3 prevádzkový riaditeľ).

Soli tvorené silnou kyselinou a silnou zásadou nepodliehajú hydrolýze: Na 2 SO 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ atď.

Lekcia: Elektrolytická disociácia. Vodíkový index. Reakcie výmeny iónov
Ciele: systematizovať vedomosti študentov o elektrolytickej disociácii. Ukážte vedecký výkon zakladateľov teórie. Ukážte závislosť vlastností látok od ich štruktúry. Preniesť poznatky študentov k danej téme do jednotného systému.
Úlohy: Zlepšiť zručnosti a schopnosti zostavovania disociačných rovníc, iónových rovníc, hydrolýznych rovníc. Formovať schopnosť predpovedať prostredie roztokov rôznych solí. Systematizovať poznatky žiakov o hydrolýze organických látok. Rozvíjať schopnosť pozorovať, analyzovať a vyvodzovať závery.
Vybavenie a činidlá : multimediálny projektor, počítač.

Počas vyučovania

Organizácia času

Aktualizácia základných vedomostí:

Žiaci odpovedajú podľa plánu:
Aká je elektrická vodivosť roztokov?
- Elektrolytická disociácia solí, zásad a kyselín.
- Mechanizmus elektrolytickej disociácie látok s iónovou väzbou.

Úvod do štúdia novej témy:Prečo roztoky kyselín, solí a zásad vedú elektrický prúd?

Prečo bude teplota varu roztoku elektrolytu vždy vyššia ako teplota varu neelektrolytového roztoku rovnakej koncentrácie?

Učenie nového materiálu:

1. Pojem elektrolytickej disociácie

V roku 1887 švédsky fyzikchemik Svante Arrhenius, pri skúmaní elektrickej vodivosti vodných roztokov navrhol, že v takýchto roztokoch sa látky rozkladajú na nabité častice – ióny, ktoré sa môžu pohybovať k elektródam – záporne nabitú katódu a kladne nabitú anódu.

To je dôvod pre elektrický prúd v riešeniach. Tento proces sa nazývaelektrolytická disociácia (doslovný preklad - štiepenie, rozklad pod vplyvom elektriny). Tento názov tiež naznačuje, že k disociácii dochádza pôsobením elektrického prúdu. Ďalšie štúdie ukázali, že to tak nie je: ióny sú iba nosičmi náboja v roztoku a existujú v ňom bez ohľadu na to, či prúd prechádza roztokom alebo nie. Za aktívnej účasti Svante Arrheniusa bola sformulovaná teória elektrolytickej disociácie, ktorá je často pomenovaná po tomto vedcovi. Hlavnou myšlienkou tejto teórie je, že elektrolyty sa pôsobením rozpúšťadla spontánne rozkladajú na ióny. A práve tieto ióny sú nosičmi náboja a sú zodpovedné za elektrickú vodivosť roztoku.

Elektrický prúd je riadený pohyb voľných nabitých častíc. Už viete, že roztoky a taveniny solí a zásad sú elektricky vodivé, keďže sa neskladajú z neutrálnych molekúl, ale z nabitých častíc – iónov. Keď sa roztopia alebo rozpustia, stanú sa iónyzadarmo nosiče elektrického náboja.

Proces rozpadu látky na voľné ióny počas jej rozpúšťania alebo topenia sa nazýva elektrolytická disociácia.

2. Podstata procesu elektrolytickej disociácie solí

Podstatou elektrolytickej disociácie je, že ióny sa uvoľňujú pod vplyvom molekuly vody. Obr.1. Proces rozkladu elektrolytu na ióny je znázornený pomocou chemickej rovnice. Napíšme disociačnú rovnicu pre chlorid sodný a bromid vápenatý. Disociáciou jedného mólu chloridu sodného vzniká jeden mól sodných katiónov a jeden mól chloridových aniónov.NaCl ⇄ Na+ + Cl-

Disociáciou jedného mólu bromidu vápenatého vzniká jeden mól sodných katiónov a dva móly bromidových aniónov.

CaBr2 ⇄ Ca2+ + 2Br-

Poznámka: keďže vzorec elektricky neutrálnej častice je napísaný na ľavej strane rovnice, celkový náboj iónov sa musí rovnať nule.

Záver : pri disociácii solí vznikajú kovové katióny a anióny zvyšku kyseliny.

3. Podstata procesu elektrolytickej disociácie alkálií

Zvážte proces elektrolytickej disociácie alkálií. Napíšme disociačnú rovnicu v roztoku hydroxidu draselného a hydroxidu bárnatého.

Disociáciou jedného mólu hydroxidu draselného vzniká jeden mól draselných katiónov a jeden mól hydroxidových aniónov.KOH ⇄ K++ + OH-

Disociáciou jedného mólu hydroxidu bárnatého vzniká jeden mól katiónov bária a dva móly hydroxidových aniónov.Ba(OH)2 ⇄ Ba2+ + 2OH-

záver: pri elektrolytickej disociácii alkálií vznikajú katióny kovov a hydroxidové anióny.

Vo vode nerozpustné zásady prakticky nepodliehajú elektrolytickej disociácii, pretože sú prakticky nerozpustné vo vode a pri zahriatí sa rozkladajú, takže sa nedajú roztaviť.

4. Podstata procesu elektrolytickej disociácie kyselín

Zvážte proces elektrolytickej disociácie kyselín. Molekuly kyselín sú tvorené polárnou kovalentnou väzbou, čo znamená, že kyseliny sa neskladajú z iónov, ale z molekúl.

Vzniká otázka - ako potom kyselina disociuje, teda ako vznikajú voľné nabité častice v kyselinách? Ukazuje sa, že ióny sa tvoria v kyslých roztokoch práve počas rozpúšťania.

Zvážte proces elektrolytickej disociácie chlorovodíka vo vode, ale na tento účel si zapíšeme štruktúru molekúl chlorovodíka a vody. Obe molekuly sú tvorené kovalentnou polárnou väzbou. Hustota elektrónov v molekule chlorovodíka je posunutá na atóm chlóru a v molekule vody na atóm kyslíka. Molekula vody je schopná odtrhnúť katión vodíka z molekuly chlorovodíka a vzniká hydróniový katión H3O +.

Potom rovnica pre disociáciu chlorovodíka vyzerá takto:HCl ⇄ H+ + Cl-

5. Postupná disociácia kyselín

Postupná disociácia kyseliny sírovej

Zvážte proces elektrolytickej disociácie kyseliny sírovej. Kyselina sírová sa disociuje postupne, v dvoch stupňoch.

I–I štádium disociácie

V prvom stupni sa oddelí jeden vodíkový katión a vytvorí sa hydrosíranový anión.

H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-

hydrosulfátový anión.

II - I štádium disociácie

V druhom stupni nastáva ďalšia disociácia hydrosíranových aniónov.HSO4- ⇄ H+ + SO42-

Tento stupeň je reverzibilný, to znamená, že výsledné síranové ióny môžu na seba naviazať katióny vodíka a premeniť sa na hydrosíranové anióny. To sa prejavuje znakom reverzibility.

Existujú kyseliny, ktoré sa ani v prvom štádiu úplne nedisociujú – také kyseliny sú slabé. Napríklad kyselina uhličitá H2CO3.

Vodíkový index charakterizuje koncentráciu voľných vodíkových iónov vo vode.

Pre pohodlie zobrazenia bol zavedený špeciálny indikátor s názvom pH, čo je logaritmus koncentrácie vodíkových iónov, braný s opačným znamienkom, t.j. pH = -log.

Jednoducho povedané, hodnota pH je určená kvantitatívnym pomerom H iónov vo vode + a on - vznikajúce pri disociácii vody. Ak má voda oproti OH iónom znížený obsah voľných vodíkových iónov (pH> 7). - , potom bude mať voda alkalickú reakciu a so zvýšeným obsahom H iónov + (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.

Reflexia: zostavte cinquain

D/W:

Zhrnutie lekcie

V tejto lekcii ste sa naučili, že roztoky kyselín, solí a zásad sú elektricky vodivé, pretože pri ich rozpustení vznikajú nabité častice – ióny. Tento proces sa nazýva elektrolytická disociácia. Pri disociácii solí vznikajú kovové katióny a anióny kyslých zvyškov. Pri disociácii alkálií vznikajú katióny kovov a hydroxidové anióny. Pri disociácii kyselín vznikajú vodíkové katióny a anióny zvyšku kyseliny.

SÚVISIACE ČLÁNKY