Teoria disocierii electrolitice.
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 avea în vedere rezolvarea problemelor de la Examenul de stat unificat al grupelor A, B și C pe diverse teme: „Soluții și concentrațiile lor”, „Disocierea 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 al substanțelor, să cunoașteți metoda echilibrului electronic și să înțelegeți 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. Hidroxidul 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. CaCO 3 și HCI (soluție) |
Pentru a răspunde, trebuie să scrieți aceste ecuații și să căutați în tabelul de solubilitate pentru a vedea dacă există substanțe insolubile printre produse. 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 puternici. 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 interacționați cu ce substanțe, oxidul de sulf va fi eliberat?: 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 prescurtată pentru reacția dintre azotatul de argint și hidroxidul de sodiu este... |
Să scriem ecuația reacției: 2AgNO3 +2NaOH→Ag2O↓+ 2NaNO3 +H2O Ecuație 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 Ecuație 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 bază puternică și cu ce acid se formează 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; Ionic complet: 2Na + +CO32- +2H + +2CI - → CO2 +H20 +2Na + +2CI-; |
III.Sarcini cu răspunsuri detaliate
|
Întrebare |
(1887) pentru a explica proprietățile soluțiilor apoase de electroliți. Ulterior, a fost dezvoltat de mulți oameni de știință pe baza doctrinei structurii atomului și a legăturilor chimice. Conținutul modern al acestei teorii poate fi redus la următoarele trei prevederi:
Schema de dizolvare a unui cristal de sare de masa. Ioni de sodiu și clor în soluție.
1. Electroliții, atunci când sunt dizolvați în apă, se disociază (se descompun) în ioni - încărcați pozitiv și negativ. („Ion” este greacă pentru „rătăcire.” Într-o soluție, ionii se mișcă aleatoriu în direcții diferite.)
2. Sub influenta curent electric ionii capătă mișcare direcțională: cei încărcați pozitiv se deplasează spre catod, cei încărcați negativ se deplasează spre anod. Prin urmare, primii se numesc cationi, cei din urmă - anioni. Mișcarea direcțională a ionilor are loc ca urmare a atracției electrozilor lor încărcați opus.
3. Disocierea este un proces reversibil. Aceasta înseamnă că apare o stare de echilibru în care cât mai multe molecule se descompun în ioni (disociere), atât de multe dintre ele se formează din nou din ioni (asociere). Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică, în locul semnului egal, se folosește semnul reversibilității.
De exemplu:
KA ↔ K + + A − ,
unde KA este o moleculă de electrolit, K + este un cation, A - este un anion.
Doctrina legăturii chimice ajută la răspunsul la întrebarea de ce electroliții se disociază în ioni. Substanțele cu legături ionice se disociază cel mai ușor, deoarece sunt deja formate din ioni (vezi Legături chimice). Când se dizolvă, dipolii de apă sunt orientați în jurul ionilor pozitivi și negativi. Între ionii și dipolii apei apar forțe de atracție reciproce. Ca urmare, legătura dintre ioni slăbește, iar ionii se deplasează de la cristal la soluție. Electroliții, ale căror molecule sunt formate în funcție de tipul de legătură polară covalentă, se disociază în mod similar. Disocierea moleculelor polare poate fi completă sau parțială - totul depinde de gradul de polaritate al legăturilor. În ambele cazuri (în timpul disocierii compușilor cu legături ionice și polare), se formează ioni hidratați, adică ioni legați chimic de moleculele de apă.
Fondatorul acestui punct de vedere al disocierii electrolitice a fost academicianul onorific I. A. Kablukov. Spre deosebire de teoria Arrhenius, care nu a ținut cont de interacțiunea solutului cu solventul, I. A. Kablukov a aplicat teoria chimică a soluțiilor lui D. I. Mendeleev pentru a explica disocierea electrolitică. El a arătat că la dizolvare are loc reacție chimică substanță dizolvată cu apă, ceea ce duce la formarea de hidrați, iar apoi se disociază în ioni. I. A. Kablukov credea că o soluție apoasă conține doar ioni hidratați. În prezent, această idee este general acceptată. Deci, hidratarea ionică este principala cauză a disocierii. În alte soluții electrolitice neapoase legătură chimicăîntre particulele (molecule, ioni) ale unui dizolvat și particulele unui solvent se numește solvatare.
Ionii hidratați au un număr constant și variabil de molecule de apă. Un hidrat de compoziție constantă formează ioni de hidrogen H + care rețin o moleculă de apă - acesta este un proton hidratat H + (H 2 O). În literatura științifică, este de obicei reprezentat prin formula H 3 O + (sau OH 3 +) și numit ion hidroniu.
Deoarece disocierea electrolitică este un proces reversibil, în soluțiile de electroliți, împreună cu ionii acestora, există și molecule. Prin urmare, soluțiile electrolitice se caracterizează prin gradul de disociere (notat cu litera greacă a). Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule dezintegrate în ioni, n, și numărul total de molecule dizolvate N:
Gradul de disociere a electroliților se determină experimental și se exprimă în fracții de unitate sau ca procent. Dacă α = 0, atunci nu există disociere, iar dacă α = 1, sau 100%, atunci electrolitul se dezintegrează complet în ioni. Diferiți electroliți au grade diferite de disociere. Odată cu diluarea soluției crește, iar cu adăugarea de ioni cu același nume (la fel ca ionii electroliți) scade.
Cu toate acestea, pentru a caracteriza capacitatea unui electrolit de a se disocia în ioni, gradul de disociere nu este o valoare foarte convenabilă, deoarece... depinde de concentrația electrolitului. Mai mult caracteristica generala este constanta de disociere K. Poate fi derivată cu ușurință prin aplicarea legii acțiunii masei la echilibrul de disociere al electrolitului (1):
K = () / ,
unde KA este concentrația de echilibru a electrolitului și sunt concentrațiile de echilibru ale ionilor săi (vezi Echilibrul chimic). K nu depinde de concentrare. Depinde de natura electrolitului, solvent și temperatură. Pentru electroliții slabi, cu cât K (constanta de disociere) este mai mare, cu atât electrolitul este mai puternic, cu atât mai mulți ioni în soluție.
Electroliții puternici nu au constante de disociere. Formal, ele pot fi calculate, dar nu vor fi constante pe măsură ce concentrația se schimbă.
Disocierea electrolitică- acesta este procesul de descompunere a unei substanțe (care este un electrolit) de obicei în apă în ioni care se pot mișca liber.
Acizii din soluțiile apoase sunt capabili să se disocieze în ioni de hidrogen încărcați pozitiv (H+) și reziduuri acide încărcate negativ (de exemplu, Cl-, SO42-, NO3-). Primii se numesc cationi, cei din urmă - anioni. Gustul acru al soluțiilor tuturor acizilor se datorează ionilor de hidrogen.
Moleculele de apă sunt polare. Cu polii lor încărcați negativ, ei atrag atomii de hidrogen ai acidului, în timp ce alte molecule de apă atrag reziduurile acide cu polii lor încărcați pozitiv. Dacă într-o moleculă acidă legătura dintre hidrogen și reziduul acid nu este suficient de puternică, atunci aceasta este ruptă, în timp ce electronul atomului de hidrogen rămâne cu reziduul acid.
În soluțiile de acizi puternici, aproape toate moleculele se disociază în ioni. În acizii slabi, disocierea are loc mai slab și, odată cu aceasta, apare și proces invers- asociere - când ionii unui reziduu acid și hidrogenul formează o legătură și din nou se obține o moleculă de acid neutră din punct de vedere electric. Prin urmare, în ecuațiile de disociere, un semn egal sau o săgeată unidirecțională este adesea folosit pentru acizii tari, iar săgețile multidirecționale sunt folosite pentru acizii slabi, subliniind astfel că procesul merge în ambele direcții.
Electroliții puternici includ acizii clorhidric (HCl), sulfuric (H2SO4), azotic (HNO3) etc. Electroliții slabi includ fosforici (H3PO4), nitroși (HNO2), siliciu (H2SiO3) etc. .
O moleculă de acid monobazic (HCl, HNO 3, HNO 2 etc.) se poate disocia doar într-un ion de hidrogen și un ion rezidual de acid. Astfel, disocierea lor are loc întotdeauna într-un singur pas.
Moleculele de acizi polibazici (H 2 SO 4, H 3 PO 4 etc.) se pot disocia în mai multe etape. În primul rând, un ion de hidrogen este desprins din ele, lăsând un hidroanion (de exemplu, HSO4 - ion hidrosulfat). Aceasta este prima etapă a disocierii. Apoi, al doilea ion de hidrogen poate fi desprins, lăsând doar un reziduu acid (SO 4 2-). Aceasta este a doua etapă de disociere.
Astfel, numărul de etape de disociere electrolitică depinde de bazicitatea acidului (numărul de atomi de hidrogen din acesta).
Cel mai simplu mod de a proceda disociere este prin primul pas. Cu fiecare pas ulterior, disocierea scade. Motivul pentru aceasta este că este mai ușor să eliminați un ion de hidrogen încărcat pozitiv dintr-o moleculă neutră decât dintr-o moleculă încărcată negativ. După prima etapă, ionii de hidrogen rămași sunt atrași mai puternic de reziduul acid, deoarece are o sarcină negativă mai mare.
Prin analogie cu acizii, bazele se disociază și în ioni. În acest caz, se formează cationi metalici și anioni hidroxid (OH -). În funcție de numărul de grupări hidroxid din moleculele de bază, disocierea poate avea loc și în mai multe etape.
În timpul disocierii acizilor, rolul cationilor este jucat de ioni de hidrogen(H +), nu se formează alți cationi în timpul disocierii acizilor:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Ionii de hidrogen sunt cei care conferă acizilor proprietățile lor caracteristice: gust acru, colorarea roșie a indicatorului etc.
Ionii negativi (anionii) desprinși dintr-o moleculă de acid alcătuiesc reziduu acid.
Una dintre caracteristicile disocierii acizilor este bazicitatea lor - numărul de ioni de hidrogen conținut într-o moleculă de acid care se poate forma în timpul disocierii:
- acizi monobazici: HCI, HF, HNO3;
- acizi dibazici: H2S04, H2C03;
- acizi tribazici: H3PO4.
Procesul de eliminare a cationilor de hidrogen din acizii polibazici are loc în etape: mai întâi se elimină un ion de hidrogen, apoi altul (al treilea).
Disocierea treptată a unui acid dibazic:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Disocierea treptată a unui acid tribazic:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
La disociarea acizilor polibazici, cel mai înalt grad de disociere are loc în prima etapă. De exemplu, în timpul disocierii acidului fosforic, gradul de disociere în prima etapă este de 27%; al doilea - 0,15%; a treia - 0,005%.
Disocierea bazelor
În timpul disocierii bazelor, rolul anionilor este jucat de ioni de hidroxid(OH -), nu se formează alți anioni în timpul disocierii bazelor:
NaOH ↔ Na + + OH -
Aciditatea unei baze este determinată de numărul de ioni de hidroxid formați în timpul disocierii unei molecule a bazei:
- baze monoacide - KOH, NaOH;
- baze diacide - Ca(OH)2;
- baze triacide - Al(OH) 3.
Bazele poliacide, prin analogie cu acizii, se disociază, de asemenea, treptat - în fiecare etapă se desprinde un ion hidroxid:
Unele substanțe, în funcție de condiții, pot acționa atât ca acizi (se disociază cu eliminarea cationilor de hidrogen), cât și ca baze (se disociază cu eliminarea ionilor de hidroxid). Astfel de substanțe sunt numite amfoter(Vezi Reacții acido-bazice).
Disocierea Zn(OH)2 ca baze:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Disocierea Zn(OH)2 ca acid:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Disocierea sărurilor
Sărurile se disociază în apă în anioni de reziduuri acide și cationi ai metalelor (sau alți compuși).
Clasificarea disocierii sărurilor:
- Săruri normale (medii). sunt obținute prin înlocuirea completă simultană a tuturor atomilor de hidrogen din acid cu atomi de metal - aceștia sunt electroliți puternici, complet disociați în apă cu formarea de catoine metalice și a unui reziduu de un singur acid: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Săruri acide conțin în compoziția lor, pe lângă atomi de metal și un reziduu acid, încă unul (mai mulți) atomi de hidrogen - se disociază treptat cu formarea de cationi metalici, anioni ai reziduului acid și un cation de hidrogen: NaHCO 3, KH 2 PO 4 NaH2P04.
- Săruri de bază conțin în compoziția lor, pe lângă atomi de metal și un reziduu acid, încă o (mai multe) grupări hidroxil - se disociază cu formarea de cationi metalici, anioni ai reziduului acid și ion hidroxid: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
- Săruri duble se obțin prin înlocuirea simultană a atomilor de hidrogen din acid cu atomi de diferite metale: KAl(SO 4) 2.
- Săruri amestecate se disociază în cationi metalici şi anioni ai mai multor resturi acide: CaClBr.
