Elektrolitinės disociacijos teorija pasiūlė švedų mokslininkas S. Arrhenius 1887 m.

Elektrolitinė disociacija- tai elektrolitų molekulių skilimas, tirpale susidarant teigiamo krūvio (katijonų) ir neigiamo krūvio (anijonų) jonams.

Pavyzdžiui, acto rūgštis vandeniniame tirpale disocijuoja taip:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Disociacija yra grįžtamasis procesas. Tačiau skirtingi elektrolitai disocijuoja skirtingai. Laipsnis priklauso nuo elektrolito pobūdžio, jo koncentracijos, tirpiklio pobūdžio, išorinės sąlygos(temperatūra, slėgis).

Disociacijos laipsnis α -į jonus suirusių molekulių skaičiaus santykis su bendras skaičius molekulės:

α=v´(x)/v(x).

Laipsnis gali svyruoti nuo 0 iki 1 (nuo nedisociacijos iki visiško baigimo). Nurodoma procentais. Nustatyta eksperimentiškai. Kai elektrolitas disocijuoja, dalelių skaičius tirpale didėja. Disociacijos laipsnis rodo elektrolito stiprumą.

Išskirti stiprus Ir silpni elektrolitai.

Stiprūs elektrolitai- tai tie elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis viršija 30%.

Vidutinio stiprumo elektrolitai- tai tie, kurių disociacijos laipsnis svyruoja nuo 3% iki 30%.

Silpni elektrolitai- disociacijos laipsnis vandeniniame 0,1 M tirpale yra mažesnis nei 3%.

Pavyzdžiai silpnų ir stiprūs elektrolitai.

Stiprūs elektrolitai praskiestuose tirpaluose visiškai suyra į jonus, t.y. α = 1. Tačiau eksperimentai rodo, kad disociacija negali būti lygi 1, ji turi apytikslę reikšmę, bet nėra lygi 1. Tai ne tikroji disociacija, o tariamasis.

Pavyzdžiui, leiskite tam tikrą ryšį α = 0,7. Tie. pagal Arrhenius teoriją tirpale „plūduriuoja“ 30% nedisocijuotų molekulių. Ir 70% susidarė laisvieji jonai. O elektrostatinė teorija suteikia dar vieną šios sąvokos apibrėžimą: jei α = 0,7, tai visos molekulės išsiskirsto į jonus, bet jonai yra tik 70% laisvų, o likusieji 30% yra surišti elektrostatinės sąveikos.

Matomas disociacijos laipsnis.

Disociacijos laipsnis priklauso ne tik nuo tirpiklio ir tirpios medžiagos pobūdžio, bet ir nuo tirpalo koncentracijos bei temperatūros.

Disociacijos lygtis gali būti pavaizduota taip:

AK ⇄ A- + K + .

Ir disociacijos laipsnis gali būti išreikštas taip:

Didėjant tirpalo koncentracijai, elektrolitų disociacijos laipsnis mažėja. Tie. konkretaus elektrolito laipsnio reikšmė nėra pastovi vertė.

Kadangi disociacija yra grįžtamasis procesas, reakcijos greičio lygtis galima parašyti taip:

Jei disociacija yra pusiausvyra, tada rodikliai yra vienodi ir dėl to gauname pusiausvyros konstanta(disociacijos konstanta):

K priklauso nuo tirpiklio pobūdžio ir temperatūros, bet nepriklauso nuo tirpalų koncentracijos. Iš lygties aišku, kad kuo daugiau nedisocijuotų molekulių, tuo mažesnė vertė elektrolitų disociacijos konstantos.

Polibazinės rūgštys disociuoti laipsniškai, ir kiekvienas žingsnis turi savo disociacijos pastovią reikšmę.

Jei disocijuoja daugiabazinė rūgštis, tada pirmasis protonas pašalinamas lengviausiai, tačiau didėjant anijono krūviui didėja ir trauka, todėl protoną pašalinti daug sunkiau. Pavyzdžiui,

Ortofosforo rūgšties disociacijos konstantos kiekviename etape turėtų labai skirtis:

Aš - etapas:

II etapas:

III etapas:

Pirmoje stadijoje ortofosforo rūgštis yra vidutinio stiprumo rūgštis, o 2-oje - silpna, 3-ioje - labai silpna.

Kai kurių elektrolitų tirpalų pusiausvyros konstantų pavyzdžiai.

Pažiūrėkime į pavyzdį:

Jei į tirpalą, kuriame yra sidabro jonų, pridedama metalinio vario, tada pusiausvyros momentu vario jonų koncentracija turėtų būti didesnė už sidabro koncentraciją.

Tačiau konstanta turi mažą reikšmę:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Tai rodo, kad tuo metu, kai buvo pasiekta pusiausvyra, labai mažai sidabro chlorido ištirpo.

Metalinio vario ir sidabro koncentracijos yra įtrauktos į pusiausvyros konstantą.

Joninis vandens produktas.

Žemiau esančioje lentelėje yra šie duomenys:

Ši konstanta vadinama joninis vandens produktas, kuris priklauso tik nuo temperatūros. Pagal disociaciją 1 H+ jonui tenka vienas hidroksido jonas. Gryname vandenyje šių jonų koncentracija yra tokia pati: [ H + ] = [Oi - ].

Iš čia [ H + ] = [Oi- ] = = 10-7 mol/l.

Jei į vandenį įpilsite pašalinių medžiagų, pavyzdžiui, druskos rūgšties, vandenilio jonų koncentracija padidės, tačiau joninis vandens produktas nuo koncentracijos nepriklauso.

O jei pridėsite šarmo, padidės jonų koncentracija, sumažės vandenilio kiekis.

Koncentracija ir yra tarpusavyje susijusios: kuo didesnė viena reikšmė, tuo mažesnė kita.

Tirpalo rūgštingumas (pH).

Tirpalų rūgštingumas dažniausiai išreiškiamas jonų koncentracija H+. Rūgščioje aplinkoje pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, šarminėje - pH> 10 -7 mol/l.
Tirpalo rūgštingumas išreiškiamas per neigiamą vandenilio jonų koncentracijos logaritmą, vadinamą jį pH.

pH = -lg[ H + ].

Konstantos ir disociacijos laipsnio ryšys.

Apsvarstykite acto rūgšties disociacijos pavyzdį:

Raskime konstantą:

Molinė koncentracija C=1/V, pakeiskite jį į lygtį ir gaukite:

Šios lygtys yra W. Ostwaldo veisimo įstatymas, pagal kurią elektrolito disociacijos konstanta nepriklauso nuo tirpalo praskiedimo.

5. Cheminis elemento, oksido, hidroksido ir druskos ekvivalentas. Molinės masės ekvivalentas, dujų ekvivalento molinis tūris. Bendrosios ir specialiosios ekvivalentų dėsnio formulės.

6. Atomo sandara. Branduolys ir elektronai, protonai ir neutronai, jų krūvis ir masė. Kvantinė spinduliuotės prigimtis ir energijos sugertis. Plancko lygtis. Atominių spektrų samprata.

7. Judančių mikrodalelių korpuskulinė banga. De Broglie lygtis. Neapibrėžtumo principas. Banginės funkcijos ir atominės orbitos samprata. Kvantinis elektronų skaičius atome.

9. Periodinis dėsnis ir elementų sistema D.I. Mendelejevas, jų raida ir reikšmė. Moseley dėsnis. Periodinės lentelės sandara ir jos ryšys su atomų sandara. Elektroniniai analogai.

10. Elementų fizikinių ir cheminių savybių periodiškumas. Jonizacijos energija, elektronų giminingumas, elektronegatyvumas, atomo spindulys.

12. Valentinės jungties metodas. Hibridinės orbitos ir ryšiai. Sujungimo kampai. Molekulių BeF2, BeF3, cCl4, sf6, h2o ir nh3 sandara.

13. Bendravimo daugialypiškumas (tvarka). Sigma ir Pi ryšiai, atominės orbitos persidengimo modeliai ir ryšių stiprumas. Poliariniai ryšiai ir molekulės.

15. n2 ir o2 molekulių susidarymo energijos diagramos. Ryšio daugialypiškumas ir magnetinės savybės.

16. Joninis ryšys ir jo savybės. Joninių kristalų, tokių kaip CsCl, NaCl, ZnS (sfaleritas) ir CaF2 (fluoritas), struktūra.

17. Metalinis ryšys ir jo savybės. Metalų, tokių kaip volframas, varis ir magnis, kristalinės struktūros. Koordinavimo skaičiai ir atominis pakavimo tankis.

19. Sudėtinės medžiagos būsenos ir jų charakteristikos. Plazma. Stiklai ir amorfinės medžiagos. Trumpojo ir ilgalaikio užsakymų samprata.

20. Izochorinių ir izobarinių cheminių procesų energetinis (šiluminis) poveikis. Standartinė cheminio junginio susidarymo entalpija. Heso dėsnis ir pasekmės iš jo.

21. Entalpijos diagramos ir cheminių ryšių energija hcl tipo dujų molekulėse, nh3, Nr.

22. Entropijos samprata. Standartinis cheminės reakcijos ir fazių transformacijos entropinis efektas. Proceso entalpijos ir entropijos veiksniai.

23. Cheminės reakcijos kryptis. Gibso laisvosios energijos samprata ir jos kaita kaip izobarinio proceso varomoji jėga. Standartinis Gibso energijos pokytis cheminei reakcijai.

24. Homogeninės reakcijos greitis. Vidutinis ir tikras reakcijos greitis. Masinio veikimo dėsnis. Reakcijos greičio konstanta. Molekuliškumo samprata ir reakcijos tvarka.

25. Reakcijos greičio priklausomybė nuo temperatūros. Van't Hoffo taisyklė. Aktyvių dalelių samprata ir aktyvavimo energija. Arrhenijaus lygtis.

27. Cheminių reakcijų katalizatoriai. Katalizės mechanizmo idėja. Katalizės specifiškumas. Katalizinių procesų pavyzdžiai ir vaidmuo cheminiame medienos žaliavų apdirbime.

28. Sprendimai. Procesai formuojant tirpalus. Idealūs ir realūs sprendimai. Hidratina ir solvatai.

29. Tirpalo koncentracija ir jos išreiškimo būdai (masės dalis ir procentas, molinė dalis, moliškumas, normalumas, moliškumas). Tirpalo tankis.

30. Dujų, skysčių ir kietųjų medžiagų tirpumas skysčiuose. Henriko dėsnis. Nesotieji, sotieji ir persotieji tirpalai.

31. Neelektrolitų tirpalai. Osmoso ir osmosinio slėgio samprata. Van't Hoffo dėsnis. Izotoniniai tirpalai. Osmoso vaidmuo augalų gyvenime.

32. Tirpiklio sočiųjų garų slėgis didesnis už nelakios tirpios medžiagos tirpalą. Raulo dėsnis. Tirpalų užšalimo ir virimo taškai (koncentracijos įtaka).

33. Elektrolitų tirpalai. Stiprūs ir silpni elektrolitai. Ryšys tarp tariamo disociacijos laipsnio ir izotoninio koeficiento. Tirpalo aktyvumo ir joninės jėgos samprata.

34. Mainų reakcijos tarp jonų. Molekulinės ir joninės reakcijos lygtys. Joninių reakcijų negrįžtamumo sąlygos.

35. Silpno elektrolito laipsnis ir disociacijos konstanta. Ostvaldo praskiedimo dėsnis. Laipsniškas elektrolito disociacija. Bendrųjų jonų įtaka silpnų elektrolitų disociacijai.

37. Mažai tirpių kietųjų elektrolitų tirpumas vandenyje. Tirpumo sandauga (pr). Paprastųjų jonų įtaka tirpumui. Amfoteriniai hidroksidai ir oksidai.

38. Druskų hidrolizė katijonu, anijonu, katijonu ir anijonu. Laipsniška hidrolizė. Negrįžtama bendra druskų hidrolizė. Reakcijų lygtys.

39. Druskų hidrolizės laipsnis ir konstanta. Hidrolizės slopinimas ir stiprinimas. PH vertės pokytis hidrolizės metu. Hidrolizuojančių druskų naudojimas chemiškai apdorojant medieną.

40. Protolitai ir protolitinės pusiausvyros. Protonų giminingumas. H-rūgštys ir bazės. Tirpiklio prigimties įtaka medžiagų rūgščių-šarmų savybėms

35. Silpno elektrolito laipsnis ir disociacijos konstanta. Ostvaldo praskiedimo dėsnis. Laipsniškas elektrolito disociacija. Bendrųjų jonų įtaka silpnų elektrolitų disociacijai.

Disociacijos laipsnis (alfa) Elektrolito kiekis yra jo molekulių, kurios disociuojasi, dalis.

Disociacijos konstanta- pusiausvyros konstantos tipas, parodantis didelio objekto polinkį grįžtamai atsiskirti (atsiskirti) į mažus objektus, pavyzdžiui, kai kompleksas suyra į jį sudarančias molekules arba kai druska vandeniniame tirpale išsiskiria į jonus.

Osvaldo praskiedimo dėsnis:K= Cm/(1-α)

Polibazinės rūgštys, taip pat dviejų ar daugiau valentinių metalų bazės atsiriboti laipsniškai. Šių medžiagų tirpaluose susidaro kompleksinės pusiausvyros, kuriose dalyvauja skirtingų krūvių jonai.

Pirmoji pusiausvyra - pirmojo etapo disociacija– būdinga disociacijos konstanta, žymima KAM 1 , o antrasis - antrojo etapo disociacija – disociacijos konstanta KAM 2 . Kiekiai K, K 1 Ir KAM 2 yra susiję vienas su kitu ryšiu: K=K 1 KAM 2

Laipsniško medžiagų disociacijos metu sekančiame etape skilimas visada vyksta mažesniu mastu nei ankstesniame. Galioja tokia nelygybė: KAM 1 >K 2 >K 3 …

Tai paaiškinama tuo, kad energija, kurią reikia sunaudoti jonui pašalinti, yra minimali, kai jis yra atskirtas nuo neutralios molekulės, ir didėja disociacijos metu kiekviename paskesniame etape.

Bendrojo jono poveikis silpno elektrolito disociacijai: Bendrojo jono pridėjimas sumažina silpno elektrolito disociaciją.

36. Vandens savijonizacija. Joninis vandens produktas. Vandenilio (pH) ir hidroksilo (pOH) rodikliai, jų ryšys vandenyje ir vandeniniuose elektrolitų tirpaluose. Rodiklių ir elektrolitų buferinių tirpalų samprata. Rodiklių samprata ir buferiniai sprendimai.

Skirtas skystam vandeniui charakteristika savijonizacija . Jo molekulės veikia viena kitą. Šiluminis dalelių judėjimas sukelia O-H ryšių susilpnėjimą ir heterolitinį plyšimą atskirose vandens molekulėse.

Joninis vandens produktas– koncentracijų [H + ] ir – sandauga yra pastovi reikšmė esant pastoviai temperatūrai ir lygi 10 -14 esant 22°C.

Vandens joninis produktas didėja didėjant temperatūrai.

pH vertė– neigiamas vandenilio jonų koncentracijos logaritmas: pH = – log. Panašiai: pOH = – log. Paėmus joninio vandens produkto logaritmą, gaunama: pH + pH = 14. pH reikšmė apibūdina terpės reakciją. Jei pH = 7, tai [H + ] = yra neutrali terpė.

Jei pH< 7, то [Н + ] >– rūgštinė aplinka. Jei pH > 7, tada [H + ]< – щелочная среда.

Buferiniai tirpalai– tirpalai, turintys tam tikrą vandenilio jonų koncentraciją. Šių tirpalų pH nesikeičia skiedžiant ir mažai kinta, kai pridedama nedideli rūgščių ir šarmų kiekiai.

Tirpalo pH vertė nustatoma naudojant universalų indikatorių.

Universalus indikatorius yra kelių indikatorių mišinys, kuris keičia spalvą esant plačiam pH verčių diapazonui.

37. Mažai tirpių kietųjų elektrolitų tirpumas vandenyje. Tirpumo sandauga (pr). Paprastųjų jonų įtaka tirpumui. Amfoteriniai hidroksidai ir oksidai.

Mažai tirpios medžiagos tirpumass gali būti išreikštas moliais litre. Priklausomai nuo dydžio s medžiagas galima skirstyti į sunkiai tirpstančias – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л ≤ s≤ 10 -2 mol/l ir labai tirpus s >10 -2 mol/l.

Junginių tirpumas yra susijęs su jų tirpumo produktu.

Tirpumo produktas (PR, K sp) yra mažai tirpaus elektrolito jonų koncentracijos jo sočiame tirpale, esant pastoviai temperatūrai ir slėgiui, sandauga. Tirpumo sandauga yra pastovi vertė.

Įvedus į sat. mažai tirpaus elektrolito su bendru jonu tirpalu, tirpumas mažėja.

Amfoteriniai hidroksidai- cheminės medžiagos, kurios yra rūgštinė aplinka elgiasi kaip bazės, o šarminėmis sąlygomis – kaip rūgštys.

Amfoteriniai hidroksidai praktiškai netirpsta vandenyje, patogiausias būdas juos gauti yra krituliai iš vandeninis tirpalas naudojant silpną bazę – amoniako hidratą: Al(NO 3) 3 + 3(NH 3 H 2 O) = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 NO 3 (20 °C) Al(NO 3) 3 + 3( NH 3 H 2 O) = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3 + H 2 O (80 °C)

Amfoteriniai oksidai- druskas sudarantys oksidai, kurie, priklausomai nuo sąlygų, pasižymi bazinėmis arba rūgštinėmis savybėmis (t.

pasižymintys amfoterinėmis savybėmis). Susidaro pereinamieji metalai. Amfoteriniuose oksiduose esantys metalai paprastai pasižymi II, III, IV valentiškumu.

"

Vieningas valstybinis egzaminas. Elektrolitinė druskų, rūgščių, šarmų disociacija. Jonų mainų reakcijos. Druskų hidrolizė
Tirpalai ir jų koncentracija, dispersinės sistemos, elektrolitinė disociacija, hidrolizė

Pamokos metu galėsite pasitikrinti savo žinias tema „Vieningas valstybinis egzaminas. Elektrolitinė druskų, rūgščių, šarmų disociacija. Jonų mainų reakcijos. Druskų hidrolizė“. Svarstysite, kaip išspręsti vieningų valstybinių egzaminų grupių A, B ir C problemas įvairiomis temomis: „Tirpalai ir jų koncentracijos“, „Elektrolitinė disociacija“, „Jonų mainų reakcijos ir hidrolizė“. Norėdami išspręsti šias problemas, be žinių apie nagrinėjamas temas, turite mokėti naudotis medžiagų tirpumo lentele, žinoti metodą elektroninis balansas ir turi supratimą apie reakcijų grįžtamumą ir negrįžtamumą.

Tema: Tirpalai ir jų koncentracija, dispersinės sistemos, elektrolitinė disociacija

Pamoka: Vieningas valstybinis egzaminas. Elektrolitinė druskų, rūgščių, šarmų disociacija. Jonų mainų reakcijos. Druskų hidrolizė

aš. Pasirinkite vieną teisingą variantą iš 4 siūlomų.

Klausimas	komentuoti
A1. Stiprūs elektrolitai yra:	Pagal apibrėžimą stiprūs elektrolitai yra medžiagos, kurios vandeniniame tirpale visiškai suyra į jonus. CO 2 ir O 2 negali būti stiprūs elektrolitai. H2S yra silpnas elektrolitas. Teisingas atsakymas yra 4.
A2. Medžiagos, kurios disocijuoja tik į metalo jonus ir hidroksido jonus, yra: 1. rūgštys 2. šarmai 4. amfoteriniai hidroksidai	Pagal apibrėžimą junginys, kuris, disocijuotas vandeniniame tirpale, gamina tik hidroksido anijonus, vadinamas baze. Pagal šis apibrėžimas Tinka tik šarmas ir amfoterinis hidroksidas. Tačiau klausimas sako, kad junginys turėtų disocijuoti tik į metalo katijonus ir hidroksido anijonus. Amfoterinis hidroksidas disocijuoja laipsniškai, todėl hidroksometalo jonai yra tirpale. Teisingas atsakymas 2.
A3. Keitimosi reakcija baigiasi, kai susidaro vandenyje netirpi medžiaga tarp: 1. NaOH ir MgCl 2 2. NaCl ir CuSO 4 3. CaCO 3 ir HCl (tirpalas)	Norėdami atsakyti, turite parašyti šias lygtis ir ieškoti tirpumo lentelėje, kad pamatytumėte, ar kuri nors iš produktų apima: netirpios medžiagos. Tai yra pirmojoje reakcijoje magnio hidroksidas Mg(OH) 2 Teisingas atsakymas 1.
A4. Visų koeficientų suma pilnoje ir sumažintoje joninėje formoje reakcijoje tarpFe(NE 3 ) 2 +2 NaOHyra lygus:	Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 molekulinis Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - visa joninė lygtis, koeficientų suma lygi 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ sutrumpintai joninis, koeficientų suma lygi 4 Teisingas atsakymas yra 4.
A5. Reakcijos H + +OH - →H 2 O sutrumpinta joninė lygtis atitinka sąveiką: 2. NaOH (PP) +HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4	Ši trumpoji lygtis atspindi stiprios bazės ir stiprios rūgšties sąveiką. Bazė yra 2 ir 3 versijose, tačiau Cu(OH) 2 yra netirpi bazė Teisingas atsakymas 2.
A6. Jonų mainų reakcija baigiasi, kai tirpalai nusausinami: 1. natrio nitratas ir kalio sulfatas 2. kalio sulfatas ir druskos rūgštis 3. kalcio chloridas ir sidabro nitratas 4. natrio sulfatas ir kalio chloridas	Parašykime, kaip turi vykti jonų mainų reakcijos tarp kiekvienos medžiagų poros. NaNO 3 +K 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + KNO 3 K 2 SO 4 + HCl → H 2 SO 4 + KCl CaCl 2 +2AgNO 3 → 2AgCl↓ + Ca(NO 3) 2 Na 2 SO 4 + KCl → K 2 SO 4 + NaCl Iš tirpumo lentelės matome, kad AgCl↓ Teisingas atsakymas 3.
A7. Vandeniniame tirpale jis disocijuoja palaipsniui:	Vandeniniame tirpale polibazinės rūgštys palaipsniui disociuojasi. Tarp šių medžiagų tik H2S yra rūgštis. Teisingas atsakymas 3.
A8. Reakcijos lygtis CuCl 2 +2 KOH→ Cu(Oi) 2 ↓+2 KClatitinka sutrumpintą joninę lygtį: 1. CuCl 2 +2OH - →Cu 2+ +2OH - +2Cl - 2. Cu 2+ +KOH→Cu(OH) 2 ↓+K + 3. Cl - +K + →KCl 4. Cu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓	Parašykime visą joninę lygtį: Cu 2+ +2Cl - +2K + +2OH - → Cu(OH) 2 ↓+2K + +2Cl - Pašalinus nesurištus jonus, gauname sutrumpintą joninę lygtį Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Teisingas atsakymas yra 4.
A9. Reakcija beveik baigta: 1. Na 2 SO 4 + KCl→ 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO 3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 →	Parašykime hipotetines jonų mainų reakcijas: Na 2 SO 4 + KCl → K 2 SO 4 + Na Cl H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 ↓ + 2HCl KNO 3 + NaOH → NaNO 3 + KOH Na 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2NaCl Pagal tirpumo lentelę matome BaSO 4 ↓ Teisingas atsakymas 2.
A10. Neutrali aplinka turi sprendimą: 2. (NH 4) 2 SO 4	Neutralią aplinką turi tik vandeniniai druskų tirpalai, sudaryti iš stiprios bazės ir stiprios rūgšties. NaNO3 yra druska, sudaryta iš stiprios bazės NaOH ir stiprios rūgšties HNO3. Teisingas atsakymas 1.
A11. Dirvožemio rūgštingumą galima padidinti įvedant tirpalą:	Būtina nustatyti, kuri druska sukels rūgštinę terpę. Tai turi būti druska, sudaryta iš stiprios rūgšties ir silpnos bazės. Tai yra NH4 NO3. Teisingas atsakymas 1.
A12. Hidrolizė vyksta ištirpus vandenyje:	Tik druskos, sudarytos iš stiprios bazės ir stiprios rūgšties, nehidrolizuojamos. Visose pirmiau minėtose druskose yra anijonų stiprios rūgštys. Tik AlCl 3 turi silpną bazinį katijoną. Teisingas atsakymas yra 4.
A 13. Nehidrolizuojamas: 1. acto rūgštis 2. etilo acto rūgštis 3. krakmolas	Turime hidrolizę puiki vertė V organinė chemija. Esteriai, krakmolas ir baltymai hidrolizuojami. Teisingas atsakymas 1.
A14. Koks skaičius reiškia molekulinės lygties fragmentą? cheminė reakcija, atitinkanti daugybinę joninę lygtį C u 2+ +2 Oi - → Cu(Oi) 2 ↓? 1. Cu(OH) 2 + HCl→ 2. CuCO 3 + H 2 SO 4 → 3. CuO + HNO 3 → 4. CuSO 4 +KOH→	Pagal sutrumpintą lygtį, reikia paimti bet kokį tirpų junginį, kuriame yra vario jonų ir hidroksido jonų. Iš visų išvardytų vario junginių tirpsta tik CuSO 4, o tik vandeninėje reakcijoje yra OH - . Teisingas atsakymas yra 4.
A15.Kada kokios medžiagos sąveikauja, išsiskirs sieros oksidas?: 1. Na 2 SO 3 ir HCl 2. AgNO 3 ir K 2 SO 4 3. BaCO 3 ir HNO 3 4. Na 2 S ir HCl	Pirmosios reakcijos metu susidaro nestabili rūgštis H 2 SO 3, kuri suyra į vandenį ir sieros oksidą (IV) Teisingas atsakymas1.

II. Trumpi atsakymai ir atitinkamos užduotys.

B1. Bendra sidabro nitrato ir natrio hidroksido reakcijos visų koeficientų suma pilnoje ir sumažintoje joninėje lygtyje yra...	Parašykime reakcijos lygtį: 2AgNO 3 +2NaOH → Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Pilna joninė lygtis: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Sutrumpinta joninė lygtis: 2Ag + +2OH - →Ag 2O↓+H2O Teisingas atsakymas: 20
B2. Parašykite pilną joninę lygtį 1 mol kalio hidroksido sąveikai su 1 mol aliuminio hidroksido. Nurodykite jonų skaičių lygtyje.	KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Pilna joninė lygtis: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Teisingas atsakymas: 4 jonai.
B3. Suderinkite druskos pavadinimą su jos ryšiu su hidrolize: A) amonio acetatas 1. nehidrolizuojasi B) bario sulfidas 2. katijonu B) amonio sulfidas 3. anijonu D) natrio karbonatas 4. katijonu ir anijonu	Norint atsakyti į klausimą, reikia išanalizuoti, su kokio stiprumo baze ir rūgštimi susidaro šios druskos. Teisingas atsakymas A4 B3 C4 D3
4 klausimas. Vieno molio natrio sulfato tirpale yra 6,02natrio jonai. Apskaičiuokite druskos disociacijos laipsnį.	Parašykime natrio sulfato elektrolitinės disociacijos lygtį: Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2- 0,5 mol natrio sulfato suskilo į jonus.
B5. Suderinkite reagentus su sutrumpintomis joninėmis lygtimis: 1. Ca(OH) 2 +HCl → A)NH 4 + +OH - →NH 3 +H 2 O 2. NH 4 Cl + NaOH → B) Al 3+ + OH - → Al(OH) 3 ↓ 3. AlCl 3 +KOH → B) H + +OH - →H 2 O 4. BaCl 2 +Na 2 SO 4 → D) Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓ Teisingas atsakymas: B1 A2 B3 D4
B6. Parašykite visą joninę lygtį, atitinkančią sutrumpintą: SUO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Nurodykite molekulinių ir suminių joninių lygčių koeficientų sumą.	Reikia vartoti bet kokį tirpų karbonatą ir bet kokią tirpią stiprią rūgštį. Molekulinė: Na 2 CO 3 +2HCl → CO 2 +H 2 O +2NaCl; Koeficientų suma yra 7 Visiškai joninis: 2Na + +CO 3 2- +2H + +2Cl - → CO 2 +H 2O +2Na + +2Cl - ; Koeficientų suma yra 13

III.Užduotys su išsamiais atsakymais

Klausimas

Kai kurių medžiagų vandeniniai tirpalai yra laidininkai elektros srovė. Šios medžiagos klasifikuojamos kaip elektrolitai. Elektrolitai yra rūgštys, bazės ir druskos, kai kurių medžiagų lydalai.

APIBRĖŽIMAS

Elektrolitų skilimo į jonus vandeniniuose tirpaluose ir lydosi veikiant elektros srovei procesas vadinamas elektrolitinė disociacija.

Kai kurių medžiagų tirpalai vandenyje nepraleidžia elektros energijos. Tokios medžiagos vadinamos neelektrolitais. Tai apima daugybę organiniai junginiai, pavyzdžiui, cukrus ir alkoholiai.

Elektrolitinės disociacijos teorija

Elektrolitinės disociacijos teoriją suformulavo švedų mokslininkas S. Arrhenius (1887). Pagrindinės S. Arrhenijaus teorijos nuostatos:

— elektrolitai, ištirpę vandenyje, skyla (disociuoja) į teigiamo ir neigiamo krūvio jonus;

— veikiant elektros srovei, teigiamai įkrauti jonai pereina į katodą (katijonus), o neigiamo krūvio – į anodą (anijonai);

— disociacija yra grįžtamasis procesas

KA ↔ K + + A −

Elektrolitinės disociacijos mechanizmas – jonų ir dipolių sąveika tarp jonų ir vandens dipolių (1 pav.).

Ryžiai. 1. Natrio chlorido tirpalo elektrolitinė disociacija

Medžiagos su joninėmis jungtimis atsiskiria lengviausiai. Disociacija vyksta panašiai ir molekulėse, susidarančiose pagal poliškumo tipą kovalentinis ryšys(sąveikos pobūdis yra dipolis-dipolis).

Rūgščių, bazių, druskų disociacija

Kai rūgštys disocijuoja, visada susidaro vandenilio jonai (H +), tiksliau vandenilio (H 3 O +), atsakingi už rūgščių savybes (rūgštus skonis, indikatorių veikimas, sąveika su bazėmis ir kt.).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

Bazėms disocijuojant visada susidaro vandenilio hidroksido jonai (OH −), kurie yra atsakingi už bazių savybes (pokytį indikatoriaus spalvos, sąveika su rūgštimis ir kt.).

NaOH ↔ Na + + OH −

Druskos yra elektrolitai, kuriems disociuojant susidaro metalų katijonai (arba amonio katijonai NH 4 +) ir rūgščių liekanų anijonai.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −

Polibazinės rūgštys ir bazės disocijuoja laipsniškai.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I pakopa)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II pakopa)

Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I pakopa)

+ ↔ Ca 2+ + OH −

Disociacijos laipsnis

Elektrolitai skirstomi į silpnus ir stiprius tirpalus. Šiam matui apibūdinti yra disociacijos laipsnio samprata ir reikšmė (). Disociacijos laipsnis yra molekulių, disocijuotų į jonus, skaičiaus ir bendro molekulių skaičiaus santykis. dažnai išreiškiamas %.

Silpni elektrolitai apima medžiagas, kurių disociacijos laipsnis dešimtainiame tirpale (0,1 mol/l) yra mažesnis nei 3%. Stipriems elektrolitams priskiriamos medžiagos, kurių disociacijos laipsnis dešimtainiame tirpale (0,1 mol/l) yra didesnis nei 3%. Stiprių elektrolitų tirpaluose nėra nedisocijuotų molekulių, o susijungimo (susijungimo) procesas veda į hidratuotų jonų ir jonų porų susidarymą.

Disociacijos laipsniui ypač didelę įtaką turi tirpiklio prigimtis, ištirpusios medžiagos pobūdis, temperatūra (stiprių elektrolitų disociacijos laipsnis mažėja didėjant temperatūrai, o silpniems elektrolitams jis praeina per maksimumą temperatūros intervale). 60 o C), tirpalų koncentracija ir to paties pavadinimo jonų įvedimas į tirpalą.

Amfoteriniai elektrolitai

Yra elektrolitų, kurie disociacijos metu sudaro ir H +, ir OH − jonus. Tokie elektrolitai vadinami amfoteriniais, pvz.: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3 ir kt.

H + +RO − ↔ ROH ↔ R + +OH −

Joninių reakcijų lygtys

Reakcijos elektrolitų vandeniniuose tirpaluose yra reakcijos tarp jonų – joninės reakcijos, kurios užrašomos naudojant jonines lygtis molekulinėmis, pilnomis joninėmis ir sutrumpintomis joninėmis formomis. Pavyzdžiui:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulinė forma)

Ba 2++ 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (visa joninė forma)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (trumpoji joninė forma)

pH vertė

Vanduo yra silpnas elektrolitas, todėl disociacijos procesas vyksta nežymiai.

H 2 O ↔ H + + OH −

Masės veikimo dėsnį galima pritaikyti bet kuriai pusiausvyrai, o pusiausvyros konstantos išraišką galima parašyti:

K = /

Todėl vandens pusiausvyros koncentracija yra pastovi vertė.

K = = KW

Vandeninio tirpalo rūgštingumą (bazumą) patogu išreikšti dešimtainiu logaritmu molinė koncentracija vandenilio jonai, paimti su priešingu ženklu. Šis kiekis vadinamas pH vertė(pH).