Teoria disocierii electrolitice propus de omul de știință suedez S. Arrhenius în 1887.

Disocierea electrolitică- aceasta este descompunerea moleculelor de electroliți cu formarea de ioni încărcați pozitiv (cationi) și încărcați negativ (anioni) în soluție.

De exemplu, acidul acetic se disociază astfel într-o soluție apoasă:

CH3COOH⇄H + +CH3COO - .

Disocierea este un proces reversibil. Dar diferiți electroliți se disociază diferit. Gradul depinde de natura electrolitului, concentrația acestuia, natura solventului, conditii externe(temperatura, presiunea).

Gradul de disociere α - raportul dintre numărul de molecule dezintegrate în ioni la numărul total molecule:

α=v´(x)/v(x).

Gradul poate varia de la 0 la 1 (de la nicio disociere până la completarea sa). Indicat ca procent. Determinat experimental. Când electrolitul se disociază, numărul de particule din soluție crește. Gradul de disociere indică puterea electrolitului.

Distinge puternicŞi electroliți slabi.

Electroliți puternici- sunt acei electroliți al căror grad de disociere depășește 30%.

Electroliți de putere medie- acestea sunt cele al căror grad de disociere variază de la 3% la 30%.

Electroliți slabi- gradul de disociere într-o soluție apoasă 0,1 M este mai mic de 3%.

Exemple de slab și electroliți puternici.

Electroliții puternici din soluțiile diluate se dezintegrează complet în ioni, de exemplu. α = 1. Dar experimentele arată că disocierea nu poate fi egală cu 1, are o valoare aproximativă, dar nu este egală cu 1. Aceasta nu este o disociere adevărată, ci una aparentă.

De exemplu, lăsați o conexiune α = 0,7. Aceste. conform teoriei Arrhenius, 30% din moleculele nedisociate „plutesc” în soluție. Și 70% au format ioni liberi. Și teoria electrostatică dă o altă definiție acestui concept: dacă α = 0,7, atunci toate moleculele sunt disociate în ioni, dar ionii sunt liberi doar în proporție de 70%, iar restul de 30% sunt legați de interacțiuni electrostatice.

Gradul aparent de disociere.

Gradul de disociere depinde nu numai de natura solventului și a solutului, ci și de concentrația soluției și a temperaturii.

Ecuația de disociere poate fi reprezentată astfel:

AK ⇄ A- + K + .

Iar gradul de disociere poate fi exprimat astfel:

Pe măsură ce concentrația soluției crește, gradul de disociere a electroliților scade. Aceste. valoarea gradului pentru un anumit electrolit nu este o valoare constantă.

Deoarece disocierea este un proces reversibil, ecuațiile vitezei de reacție pot fi scrise după cum urmează:

Dacă disocierea este echilibru, atunci ratele sunt egale și, ca rezultat, obținem constanta de echilibru(constanta de disociere):

K depinde de natura solventului și de temperatură, dar nu depinde de concentrația soluțiilor. Din ecuație este clar că moleculele mai nedisociate, cel valoare mai mică constante de disociere a electroliților.

Acizi polibazici disociați treptat și fiecare pas are propria sa valoare constantă de disociere.

Dacă un acid polibazic se disociază, atunci primul proton este cel mai ușor îndepărtat, dar pe măsură ce sarcina anionului crește, atracția crește și, prin urmare, protonul este mult mai greu de îndepărtat. De exemplu,

Constantele de disociere ale acidului ortofosforic la fiecare pas ar trebui să varieze foarte mult:

I - etapa:

II - etapa:

III - etapa:

În prima etapă, acidul ortofosforic este un acid de putere medie, iar la a 2-a este slab, la a 3-a este foarte slab.

Exemple de constante de echilibru pentru unele soluții de electroliți.

Să ne uităm la un exemplu:

Dacă se adaugă cupru metalic la o soluție care conține ioni de argint, atunci în momentul echilibrului, concentrația de ioni de cupru ar trebui să fie mai mare decât concentrația de argint.

Dar constanta are o valoare scăzută:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Ceea ce sugerează că până la atingerea echilibrului, foarte puțină clorură de argint se dizolvase.

Concentrațiile metalice de cupru și argint sunt incluse în constanta de echilibru.

Produs ionic al apei.

Tabelul de mai jos conține următoarele date:

Această constantă se numește produs ionic al apei, care depinde doar de temperatură. Conform disocierii, există un ion hidroxid pentru 1 ion H+. În apa pură concentrația acestor ioni este aceeași: [ H + ] = [OH - ].

De aici, [ H + ] = [OH- ] = = 10-7 mol/l.

Dacă adăugați o substanță străină, de exemplu, acid clorhidric, în apă, concentrația ionilor de hidrogen va crește, dar produsul ionic al apei nu depinde de concentrație.

Și dacă adăugați alcali, concentrația de ioni va crește, iar cantitatea de hidrogen va scădea.

Concentrarea și sunt interdependente: cu cât o valoare este mai mare, cu atât este mai mică cealaltă.

Aciditatea soluției (pH).

Aciditatea soluțiilor este de obicei exprimată prin concentrația de ioni H+.În medii acide pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, în alcalin - pH> 10 -7 mol/l.
Aciditatea unei soluții este exprimată prin logaritmul negativ al concentrației ionilor de hidrogen, numindu-l pH.

pH = -lg[ H + ].

Relația dintre constantă și gradul de disociere.

Luați în considerare un exemplu de disociere a acidului acetic:

Să găsim constanta:

Concentrația molară C=1/V, înlocuiți-l în ecuație și obțineți:

Aceste ecuații sunt legea de reproducere a lui W. Ostwald, conform căreia constanta de disociere a electrolitului nu depinde de diluția soluției.

5. Echivalent chimic al unui element, oxid, hidroxid și sare. Echivalent de masă molară, volum molar de echivalent gaz. Formule generale și particulare ale legii echivalentelor.

6. Structura atomului. Nucleu și electroni, protoni și neutroni, sarcina și masa lor. Natura cuantică a radiației și absorbția energiei. Ecuația lui Planck. Conceptul de spectre atomice.

7. Natura undei corpusculare a microparticulelor în mișcare. ecuația lui De Broglie. Principiul incertitudinii. Conceptul de funcție de undă și orbital atomic. Numerele cuantice de electroni dintr-un atom.

9. Drept periodic și sistem de elemente D.I. Mendeleev, dezvoltarea și semnificația lor. Legea lui Moseley. Structura tabelului periodic și legătura sa cu structura atomilor. Analogii electronici.

10. Periodicitatea proprietăților fizice și chimice ale elementelor. Energia de ionizare, afinitatea electronică, electronegativitatea, raza atomică.

12. Metoda legăturii de valență. Orbitali și legături hibride. Unghiurile de legătură. Structura moleculelor BeF2, BeF3, cCl4, sf6, h2o si nh3.

13. Multiplicitatea (ordinea) comunicării. Legături Sigma și Pi, modele de suprapunere orbitală atomică și forțe de legătură. Legături polare și molecule.

15. Diagrame energetice ale formării moleculelor de n2 și o2. Multiple legături și proprietăți magnetice.

16. Legătura ionică și proprietățile sale. Structura cristalelor ionice cum ar fi CsCl, NaCl, ZnS (sphalerit) și CaF2 (fluorit).

17. Legătura metalică și proprietățile sale. Structuri cristaline ale metalelor precum wolfram, cuprul și magneziul. Numerele de coordonare și densitatea de împachetare atomică.

19. Stările agregate ale materiei și caracteristicile acestora. Plasma. Ochelari și substanțe amorfe. Conceptul de comenzi pe termen scurt și lung.

20. Efectul energetic (termic) al proceselor chimice izocorice și izobare. Entalpia standard de formare a unui compus chimic. Legea lui Hess și consecințele ei.

21. Diagramele entalpie și energia legăturilor chimice în moleculele de gaz de tip hcl, nh3, nr.

22. Conceptul de entropie. Efectul de entropie standard al reacției chimice și al transformării de fază. Factorii de entalpie și entropie ai procesului.

23. Direcția unei reacții chimice. Conceptul de energie liberă Gibbs și schimbarea acesteia ca forță motrice a unui proces izobar. Modificarea standard a energiei Gibbs pentru o reacție chimică.

24. Viteza de reacție omogenă. Viteza de reacție medie și adevărată. Legea acțiunii în masă. Constanta vitezei de reacție. Conceptul de molecularitate și ordine de reacție.

25. Dependența vitezei de reacție de temperatură. regula lui Van't Hoff. Conceptul de particule active și energie de activare. Ecuația lui Arrhenius.

27. Catalizatori pentru reacții chimice. O idee despre mecanismul catalizei. Specificitatea catalizei. Exemple și rolul proceselor catalitice în prelucrarea chimică a materiilor prime lemnoase.

28. Soluții. Procese în timpul formării soluțiilor. Soluții ideale și reale. Hidratează și solvați.

29. Concentrația unei soluții și metode de exprimare a acesteia (fracție de masă și procent, fracție molară, molaritate, normalitate, molaritate). Densitatea soluției.

30. Solubilitatea gazelor, lichidelor și solidelor în lichide. Legea lui Henry. Soluții nesaturate, saturate și suprasaturate.

31. Soluții de neelectroliți. Conceptul de osmoză și presiune osmotică. Legea lui Van't Hoff. Soluții izotonice. Rolul osmozei în viața plantelor.

32. Presiunea vaporilor saturați a unui solvent deasupra unei soluții de substanță dizolvată nevolatilă. legea lui Raoult. Punctele de îngheț și de fierbere ale soluțiilor (influența concentrației).

33. Soluții electrolitice. Electroliți puternici și slabi. Relația dintre gradul aparent de disociere și coeficientul izotonic. Conceptul de activitate și puterea ionică a unei soluții.

34. Reacții de schimb între ioni. Ecuații ale reacțiilor moleculare și ionice. Condiții de ireversibilitate a reacțiilor ionice.

35. Gradul și constanta de disociere a unui electrolit slab. Legea diluției a lui Ostwald. Disocierea în trepte a electrolitului. Influența ionilor comuni asupra disocierii electroliților slabi.

37. Solubilitatea electroliților solizi puțin solubili în apă. Produsul de solubilitate (pr). Efectul ionilor comuni asupra solubilității. Hidroxizi și oxizi amfoteri.

38. Hidroliza sărurilor prin cation, anion, cation și anion. Hidroliza treptat. Hidroliza comună ireversibilă a sărurilor. Ecuații de reacție.

39. Gradul şi constanta de hidroliză a sărurilor. Suprimarea și îmbunătățirea hidrolizei. Modificarea valorii pH-ului în timpul hidrolizei. Utilizarea sărurilor hidrolizante în prelucrarea chimică a lemnului.

40. Protoliți și echilibre protolitice. Afinitatea protonilor. H-acizi și baze. Influența naturii solventului asupra proprietăților acido-bazice ale substanțelor

35. Gradul și constanta de disociere a unui electrolit slab. Legea diluției a lui Ostwald. Disocierea în trepte a electrolitului. Influența ionilor comuni asupra disocierii electroliților slabi.

Gradul de disociere (alfa) a unui electrolit este fracțiunea moleculelor sale care suferă disociere.

Constanta de disociere- un tip de constantă de echilibru care arată tendința unui obiect mare de a se disocia (separa) reversibil în obiecte mici, cum ar fi atunci când un complex se descompune în moleculele sale constitutive sau când o sare se separă în ioni într-o soluție apoasă.

Legea diluției lui Oswald:K= Cm/(1-α)

Acizi polibazici, precum și baze a două sau mai multe metale valente disociați treptat. În soluțiile acestor substanțe se stabilesc echilibre complexe în care participă ioni de diferite sarcini.

Primul echilibru - prima etapă de disociere– caracterizat printr-o constantă de disociere, notat LA 1 , iar al doilea - a doua etapă de disociere – constanta de disociere LA 2 . Cantitati K, K 1 Şi LA 2 sunt legate între ele prin relația: K = K 1 LA 2

În timpul disocierii treptate a substanțelor, descompunerea în etapa ulterioară are loc întotdeauna într-o măsură mai mică decât în ​​cea anterioară. Următoarea inegalitate este valabilă: LA 1 >K 2 >K 3 …

Acest lucru se explică prin faptul că energia care trebuie cheltuită pentru a elimina un ion este minimă atunci când este separat de o moleculă neutră și devine mai mare în timpul disocierii în fiecare etapă ulterioară.

Efectul unui ion comun asupra disocierii unui electrolit slab: Adăugarea unui ion comun reduce disocierea electrolitului slab.

36. Autoionizarea apei. Produs ionic al apei. Indicatori de hidrogen (pH) și hidroxil (pOH), relația lor în apă și soluții apoase de electroliți. Conceptul de indicatori și soluții tampon de electroliți. Conceptul de indicatori și soluții tampon.

Pentru apa lichida caracteristică autoionizare . Moleculele sale se influențează reciproc. Mișcarea termică a particulelor determină slăbirea și ruperea heterolitică a legăturilor O - H în moleculele individuale de apă.

Produs ionic al apei– produsul concentrațiilor [H + ] și – este o valoare constantă la temperatură constantă și egală cu 10 -14 la 22°C.

Produsul ionic al apei crește odată cu creșterea temperaturii.

valoarea pH-ului– logaritm negativ al concentrației ionilor de hidrogen: pH = – log. În mod similar: pOH = – log. Luând logaritmul produsului ionic al apei rezultă: pH + pH = 14. Valoarea pH-ului caracterizează reacția mediului. Dacă pH = 7, atunci [H + ] = este un mediu neutru.

Dacă pH-ul< 7, то [Н + ] >– mediu acid. Dacă pH > 7, atunci [H + ]< – щелочная среда.

Soluții tampon– soluţii având o anumită concentraţie de ioni de hidrogen. pH-ul acestor soluții nu se modifică atunci când sunt diluate și se schimbă puțin atunci când se adaugă cantități mici de acizi și alcalii.

Valoarea pH-ului soluției este determinată folosind un indicator universal.

Indicator universal este un amestec de mai mulți indicatori care își schimbă culoarea într-o gamă largă de valori ale pH-ului.

37. Solubilitatea electroliților solizi puțin solubili în apă. Produsul de solubilitate (pr). Efectul ionilor comuni asupra solubilității. Hidroxizi și oxizi amfoteri.

Solubilitatea unei substanțe puțin solubiles poate fi exprimat în moli pe litru. In functie de marime s substanțele pot fi împărțite în slab solubile – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л ≤ s≤ 10 -2 mol/l și foarte solubil s >10 -2 mol/l.

Solubilitatea compușilor este legată de produsul lor de solubilitate.

Produs de solubilitate (PR, K sp) este produsul concentrației ionilor unui electrolit ușor solubil în soluția sa saturată la temperatură și presiune constante. Produsul de solubilitate este o valoare constantă.

Când este introdus în sat. soluție a unui electrolit puțin solubil cu un ion comun, solubilitatea scade.

Hidroxizi amfoteri- chimicale care sunt mediu acid se comportă ca baze, iar în condiții alcaline - ca acizi.

Hidroxizi amfoteri practic insolubile în apă, cel mai convenabil mod de a le obține este precipitarea din soluție apoasă folosind o bază slabă - hidrat de amoniac: 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)

Oxizi amfoteri- oxizi formatori de sare care prezintă, în funcție de condiții, proprietăți fie bazice, fie acide (de ex.

care prezintă proprietăţi amfotere). Formată din metale de tranziție. Metalele din oxizii amfoteri prezintă de obicei valență II, III, IV.

"

Examenul de stat unificat. Disocierea electrolitică a sărurilor, acizilor, alcalinelor. Reacții de schimb ionic. Hidroliza sărurilor
Soluții și concentrația lor, sisteme dispersate, disociere electrolitică, hidroliză

În timpul lecției îți vei putea testa cunoștințele pe tema „Examen de stat unificat. Disocierea electrolitică a sărurilor, acizilor, alcalinelor. Reacții de schimb ionic. Hidroliza sărurilor.” Veți lua în considerare rezolvarea problemelor de la Grupele de examene de stat unificate A, B și C diverse subiecte: „Soluții și concentrații ale acestora”, „Disociere electrolitică”, „Reacții de schimb ionic și hidroliză”. Pentru a rezolva aceste probleme, pe lângă cunoașterea subiectelor luate în considerare, trebuie să fiți capabil să utilizați tabelul de solubilitate a substanțelor, să cunoașteți metoda balanță electronicăși să înțeleagă reversibilitatea și ireversibilitatea reacțiilor.

Tema: Soluții și concentrarea lor, sisteme disperse, disociere electrolitică

Lecția: Examenul de stat unificat. Disocierea electrolitică a sărurilor, acizilor, alcalinelor. Reacții de schimb ionic. Hidroliza sărurilor

eu. Selectați o opțiune corectă dintre cele 4 oferite.

Întrebare	Comentariu
A1. Electroliții puternici sunt:	Prin definiție, electroliții puternici sunt substanțe care se dezintegrează complet în ioni într-o soluție apoasă. CO 2 și O 2 nu pot fi electroliți puternici. H2S este un electrolit slab. Raspunsul corect este 4.
A2. Substanțele care se disociază numai în ioni metalici și ioni de hidroxid sunt: 1. acizi 2. alcaline 4. hidroxizi amfoteri	Prin definiție, un compus care, atunci când este disociat într-o soluție apoasă, produce doar anioni hidroxid se numește bază. Sub această definiție Sunt adecvate numai hidroxidul alcalin și amfoter. Dar întrebarea spune că compusul ar trebui să se disocieze numai în cationi metalici și anioni hidroxid. Hidroxid amfoter se disociază treptat și, prin urmare, ionii hidroxometali sunt în soluție. Răspunsul corect 2.
A3. Reacția de schimb are loc până la capăt cu formarea unei substanțe insolubile în apă între: 1. NaOH și MgCl2 2. NaCl și CuSO4 3. CaCO3 și HCI (soluție)	Pentru a răspunde, trebuie să scrieți aceste ecuații și să căutați în tabelul de solubilitate pentru a vedea dacă vreunul dintre produse include: substanțe insolubile. Acesta este în prima reacție hidroxid de magneziu Mg(OH) 2 Răspuns corect 1.
A4. Suma tuturor coeficienților în formă ionică completă și redusă în reacția dintreFe(NU 3 ) 2 +2 NaOHeste egal cu:	Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 molecular Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - ecuație ionică completă, suma coeficienților este 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ abreviat ionic, suma coeficienților este 4 Raspunsul corect este 4.
A5. Ecuația ionică prescurtată pentru reacția H + +OH - →H 2 O corespunde interacțiunii: 2. NaOH (PP) + HNO3 3. Cu(OH)2 + HCI 4. CuO + H2S04	Această ecuație scurtă reflectă interacțiunea dintre o bază puternică și un acid puternic. Baza este disponibilă în versiunile 2 și 3, dar Cu(OH)2 este o bază insolubilă Răspunsul corect 2.
A6. Reacția de schimb ionic se finalizează atunci când soluțiile sunt drenate: 1. azotat de sodiu și sulfat de potasiu 2. sulfat de potasiu și acid clorhidric 3. clorura de calciu si azotat de argint 4. sulfat de sodiu și clorură de potasiu	Să scriem cum ar trebui să aibă loc reacțiile de schimb ionic între fiecare pereche de substanțe. NaNO3 +K2SO4 →Na2SO4 +KNO3 K2S04 +HCI→H2S04 +KCI CaCl 2 +2AgNO 3 → 2AgCl↓ + Ca(NO 3) 2 Na2SO4 + KCl → K2SO4 + NaCl Din tabelul de solubilitate vedem că AgCl↓ Răspuns corect 3.
A7. Într-o soluție apoasă se disociază treptat:	Acizii polibazici sunt supuși disocierii treptate într-o soluție apoasă. Dintre aceste substanțe, doar H2S este un acid. Răspuns corect 3.
A8. Ecuația reacției CuCl 2 +2 KOH→ Cu(OH) 2 ↓+2 KClcorespunde ecuației ionice prescurtate: 1. CuCl 2 +2OH - →Cu 2+ +2OH - +2Cl - 2. Cu 2+ +KOH→Cu(OH) 2 ↓+K + 3. CI - +K + →KCI 4. Cu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓	Să scriem ecuația ionică completă: Cu 2+ +2Cl - +2K + +2OH - → Cu(OH) 2 ↓+2K + +2Cl - Eliminând ionii nelegați, obținem ecuația ionică prescurtată Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Raspunsul corect este 4.
A9. Reacția este aproape completă: 1. Na2S04 + KCI→ 2. H2S04 + BaCI2 → 3. KNO 3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 →	Să scriem reacțiile ipotetice de schimb ionic: Na2S04 + KCl → K2SO4 + NaCI H2S04 + BaCl2 → BaS04 ↓ + 2HCI KNO 3 + NaOH → NaNO 3 + KOH Na 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2NaCl Conform tabelului de solubilitate vedem BaSO 4 ↓ Răspunsul corect 2.
A10. Mediu neutru are o solutie: 2. (NH4)2S04	Numai soluțiile apoase de săruri formate dintr-o bază tare și un acid tare au un mediu neutru. NaNO3 este o sare formată din baza tare NaOH și acidul tare HNO3. Răspuns corect 1.
A11. Aciditatea solului poate fi crescută prin introducerea unei soluții:	Este necesar să se determine ce sare va da o reacție acidă mediului. Trebuie să fie o sare formată dintr-un acid tare și o bază slabă. Acesta este NH4NO3. Răspuns corect 1.
A12. Hidroliza are loc atunci când este dizolvată în apă:	Doar sărurile formate dintr-o bază tare și un acid tare nu suferă hidroliză. Toate sărurile de mai sus conțin anioni acizi tari. Doar AlCl3 conține un cation de bază slab. Raspunsul corect este 4.
A 13. Nu suferă hidroliză: 1. acid acetic 2. acid etil acetic 3. amidon	Hidroliza avem mare valoare V chimie organică. Esterii, amidonul și proteinele sunt supuși hidrolizei. Răspuns corect 1.
A14. Ce număr reprezintă un fragment dintr-o ecuație moleculară? reacție chimică, corespunzătoare ecuației ionice multiple C u 2+ +2 OH - → Cu(OH) 2 ↓? 1. Cu(OH)2 + HCI→ 2. CuC03 + H2S04 → 3. CuO + HNO3 → 4. CuSO4 +KOH→	Conform ecuației prescurtate, rezultă că trebuie să luați orice compus solubil care conține un ion de cupru și un ion de hidroxid. Dintre toți compușii de cupru enumerați, numai CuSO4 este solubil și numai în reacția apoasă este OH-. Raspunsul corect este 4.
A15.Când ce substanțe interacționează va fi eliberat oxidul de sulf?: 1. Na2S03 şi HCI 2. AgNO3 și K2SO4 3. BaCO3 și HNO3 4. Na2S şi HCI	Prima reacție produce acid instabil H2SO3, care se descompune în apă și oxid de sulf (IV) Răspuns corect1.

II. Răspuns scurt și sarcini de potrivire.

B1. Suma totală a tuturor coeficienților din ecuația ionică completă și redusă pentru reacția dintre azotatul de argint și hidroxidul de sodiu este...	Să scriem ecuația reacției: 2AgNO3 +2NaOH→Ag2O↓+ 2NaNO3 +H2O Ecuația ionică completă: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Ecuație ionică prescurtată: 2Ag + +2OH - →Ag2O↓+H2O Răspuns corect: 20
B2. Scrieți o ecuație ionică completă pentru interacțiunea a 1 mol de hidroxid de potasiu cu 1 mol de hidroxid de aluminiu. Dați numărul de ioni din ecuație.	KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Ecuația ionică completă: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Răspuns corect: 4 ioni.
B3. Potriviți numele sării cu relația sa cu hidroliza: A) acetat de amoniu 1. nu se hidrolizează B) sulfura de bariu 2. prin cation B) sulfura de amoniu 3. prin anion D) carbonat de sodiu 4. prin cation şi anion	Pentru a răspunde la întrebare, trebuie să analizați cu ce putere de bază și acid sunt formate aceste săruri. Răspuns corect A4 B3 C4 D3
Î4. O soluție de un mol de sulfat de sodiu conține 6,02ionii de sodiu. Calculați gradul de disociere al sării.	Să scriem ecuația pentru disocierea electrolitică a sulfatului de sodiu: Na 2 SO 4 ↔ 2Na + +SO 4 2- 0,5 moli de sulfat de sodiu s-au dezintegrat în ioni.
B5. Potriviți reactivii cu ecuațiile ionice abreviate: 1. Ca(OH)2 +HCl → A)NH4 + +OH - →NH3 +H2O 2. NH 4 Cl + NaOH → B) Al 3+ + OH - → Al(OH) 3 ↓ 3. AlCl3 +KOH → B) H + +OH - →H2O 4. BaCl 2 +Na 2 SO 4 → D) Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓ Răspuns corect: B1 A2 B3 D4
B6. Scrieți ecuația ionică completă corespunzătoare celei prescurtate: CUO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Prezentați suma coeficienților din ecuația ionică moleculară și totală.	Trebuie să luați orice carbonat solubil și orice acid puternic solubil. Molecular: Na2C03 +2HCI → C02 +H20 +2NaCI; Suma coeficienților este 7 Ionic complet: 2Na + +CO32- +2H + +2CI - → CO2 +H20 +2Na + +2CI-; Suma coeficienților este 13

III.Sarcini cu răspunsuri detaliate

Întrebare

Soluțiile apoase ale unor substanțe sunt conductoare curent electric. Aceste substanțe sunt clasificate ca electroliți. Electroliții sunt acizi, baze și săruri, topituri ale unor substanțe.

DEFINIŢIE

Procesul de descompunere a electrolitului în ioni în soluții apoase și se topește sub influența curentului electric se numește disociere electrolitică.

Soluțiile unor substanțe din apă nu conduc electricitatea. Astfel de substanțe se numesc non-electroliți. Acestea includ multe compuși organici, cum ar fi zahărul și alcoolul.

Teoria disocierii electrolitice

Teoria disocierii electrolitice a fost formulată de omul de știință suedez S. Arrhenius (1887). Principalele prevederi ale teoriei lui S. Arrhenius:

— electroliții, dizolvați în apă, se descompun (se disociază) în ioni încărcați pozitiv și negativ;

— sub influența curentului electric, ionii încărcați pozitiv se deplasează la catod (cationi), iar cei încărcați negativ se deplasează la anod (anioni);

— disocierea este un proces reversibil

KA ↔ K + + A −

Mecanismul disocierii electrolitice este interacțiunea ion-dipol dintre ioni și dipolii de apă (Fig. 1).

Orez. 1. Disocierea electrolitică a soluției de clorură de sodiu

Substanțele cu legături ionice se disociază cel mai ușor. Disocierea se desfășoară în mod similar în moleculele formate în funcție de tipul de polar legătură covalentă(natura interacțiunii este dipol-dipol).

Disocierea acizilor, bazelor, sărurilor

Când acizii se disociază, se formează întotdeauna ioni de hidrogen (H +), sau mai precis hidroniu (H 3 O +), care sunt responsabili de proprietățile acizilor (gust acru, acțiunea indicatorilor, interacțiunea cu bazele etc.).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

Când bazele se disociază, se formează întotdeauna ioni de hidroxid de hidrogen (OH −), care sunt responsabili pentru proprietățile bazelor (modificare culorile indicatoare, interacțiunea cu acizi etc.).

NaOH ↔ Na + + OH −

Sărurile sunt electroliți, la disocierea cărora se formează cationi metalici (sau cation de amoniu NH4+) și anioni de reziduuri acide.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −

Acizii polibazici și bazele se disociază treptat.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (etapa I)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (etapa II)

Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (etapa I)

+ ↔ Ca 2+ + OH −

Gradul de disociere

Electroliții sunt împărțiți în soluții slabe și puternice. Pentru a caracteriza această măsură, există conceptul și valoarea gradului de disociere (). Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni și numărul total de molecule. adesea exprimată în %.

Electroliții slabi includ substanțe al căror grad de disociere într-o soluție decimolară (0,1 mol/l) este mai mic de 3%. Electroliții puternici includ substanțe al căror grad de disociere într-o soluție decimolară (0,1 mol/l) este mai mare de 3%. Soluțiile de electroliți puternici nu conțin molecule nedisociate, iar procesul de asociere (combinare) duce la formarea de ioni hidratați și perechi de ioni.

Gradul de disociere este influențat în special de natura solventului, natura substanței dizolvate, temperatură (la electroliții puternici, odată cu creșterea temperaturii, gradul de disociere scade, iar pentru electroliții slabi, trece printr-un maxim în temperatură). interval de 60 o C), concentrația soluțiilor și introducerea ionilor cu același nume în soluție.

Electroliți amfoteri

Există electroliți care, la disociere, formează atât ioni H + cât și OH -. Astfel de electroliți sunt numiți amfoteri, de exemplu: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3 etc.

H + +RO − ↔ ROH ↔ R + +OH −

Ecuații ale reacțiilor ionice

Reacțiile în soluții apoase de electroliți sunt reacții între ioni - reacții ionice, care sunt scrise folosind ecuații ionice în forme moleculare, ionice complete și ionice abreviate. De exemplu:

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

Ba 2+ + 2 Cl − + 2 N / A+ + SO 4 2- = BaS0 4 ↓ + 2 N / A + + 2 Cl− (forma ionică completă)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (forma ionică scurtă)

valoarea pH-ului

Apa este un electrolit slab, astfel încât procesul de disociere are loc într-o măsură nesemnificativă.

H 2 O ↔ H + + OH −

Legea acțiunii masei poate fi aplicată oricărui echilibru și expresia constantei de echilibru poate fi scrisă:

K = /

Prin urmare, concentrația de echilibru a apei este o valoare constantă.

K = = KW

Este convenabil să se exprime aciditatea (bazicitatea) unei soluții apoase prin logaritmul zecimal concentrația molară ioni de hidrogen, luați cu semnul opus. Această cantitate se numește valoarea pH-ului(pH).