Az elektrolitikus disszociáció az elmélet főbb rendelkezései. Lecke - előadás multimédiás prezentáció segítségével. Az elektrolitikus disszociáció elméletének főbb rendelkezései

Foglaljuk össze az elektrolitikus disszociációval kapcsolatos információkat a ma általánosan elfogadott elmélet főbb rendelkezései formájában. Ez a következő.

Az ionok a létezés egyik formája kémiai elem. Az ionok tulajdonságai teljesen eltérnek az őket alkotó atomok tulajdonságaitól. Például a nátrium-fématomok Na 0 erőteljesen kölcsönhatásba lépnek a vízzel, lúgot (NaOH) és hidrogént képezve, míg a nátriumionok Na + nem képez ilyen termékeket. A klór Cl 2 sárgászöld színű és szúrós szagú, mérgező, a klórionok pedig színtelenek, nem mérgezőek, szagtalanok. Senkinek sem jutna eszébe fémes nátriumot és gázhalmazállapotú klórt élelmiszerekhez használni, miközben nátrium- és klórionokból álló nátrium-klorid nélkül nem lehet főzni. Visszahívás:

Az ion szó görögül „vándorlást” jelent. Az oldatokban az ionok véletlenszerűen mozognak ("vándorolnak") különböző irányokba.

Összetételük szerint az ionokat egyszerű - C1 -, Na + és összetett - ionokra osztják.

Az elektrolit és a vízmolekulák kölcsönhatása eredményeként hidratált ionok képződnek, azaz a vízmolekulákhoz kapcsolódnak.

Ezért a vizes héj jelenléte szerint az ionokat hidratáltra (oldatokban és kristályos hidrátokban) és nem hidratáltra (vízmentes sókban) osztják.

A hidratált és nem hidratált ionok tulajdonságai eltérőek, amint azt a rézionok példájából is láthatjuk.

Ezért van az ionoknak egy másik osztályozása - töltésük jele szerint.

Az elektrolit oldatokban a kationok töltéseinek összege megegyezik az anionok töltéseinek összegével, aminek következtében ezek az oldatok elektromosan semlegesek.

A disszociációs folyamattal (az elektrolit ionokká bomlása) együtt a fordított folyamat is lezajlik - asszociáció (ionok kombinációja). Ezért a gyenge elektrolitok elektrolitikus disszociációjának egyenleteiben az egyenlőségjel helyett a reverzibilitás jelét helyezzük el, például:

A disszociáció mértéke az elektrolit természetétől és koncentrációjától függ. A disszociáció mértéke szerint az elektrolitokat erősre és gyengére osztják.

Az elektrolitok disszociációja során keletkező ionok természete szerint háromféle elektrolit létezik: savak, bázisok és sók.

Többbázisú savak esetében lépcsőzetes disszociáció megy végbe. Például a H 3 P0 4 foszforsav esetében:

1. lépés - dihidrofoszfát ionok képződése:

2. szakasz - hidrofoszfát ionok képződése:

Figyelembe kell venni, hogy az elektrolitok disszociációja a második szakaszban sokkal gyengébb, mint az elsőben. A harmadik lépés mentén normális körülmények között alig fordul elő disszociáció.

Minden savat egyesít az a tény, hogy a disszociáció során szükségszerűen hidrogénkationokat képeznek. Ezért logikus azt feltételezni, hogy a savak általános jellemző tulajdonságai - savanyú íz, az indikátorok színének megváltozása stb. - pontosan a hidrogénkationoknak köszönhetőek.

A bázisok összes közös tulajdonsága - tapintásra szappanos, az indikátorok elszíneződése stb. - az OH hidroxidionoknak köszönhető - minden bázisra jellemző.

Nyilvánvaló, hogy a sók tulajdonságait a savmaradék fémkationjai és anionjai egyaránt meghatározzák. Így az ammóniumsók az ionoknak köszönhetõen általános tulajdonságokkal és a különbözõ anionoknak köszönhetõen specifikus tulajdonságokkal is rendelkeznek. Hasonlóképpen, a szulfátok - a kénsav sói - általános tulajdonságait az ionok, a különféle - a különböző kationok határozzák meg. Ellentétben a többbázisú savakkal és több hidroxidiont tartalmazó bázisokkal, a sók, például a K 2 SO 4,

A1 2 (SO 4) 3 stb., egyszerre teljesen disszociálnak, és nem fokozatosan:

Kulcsszavak és kifejezések

1. Az elektrolitikus disszociáció elméletének alapelvei.
2. Egyszerű és összetett ionok, hidratált és nem hidratált, kationok és anionok.
3. Savak, bázisok és sók az elektrolitikus disszociáció elméletének tükrében.

Dolgozzon számítógéppel

1. Lásd az elektronikus jelentkezést. Tanulmányozza az óra anyagát, és oldja meg a javasolt feladatokat.
2. Keressen az interneten olyan e-mail címeket, amelyek további forrásként szolgálhatnak a bekezdés kulcsszavainak és kifejezéseinek tartalmáról. Ajánlja fel a tanárnak a segítségét egy új óra előkészítésében - készítsen jelentést a következő bekezdés kulcsszavairól és kifejezéseiről.

Kérdések és feladatok

Az anyagok-elektrolitok vízben oldva töltött részecskékre - ionokra - bomlanak. A fordított jelenség a molarizáció vagy asszociáció. Az ionok képződését az elektrolitikus disszociáció elmélete magyarázza (Arrhenius, 1887). A kémiai vegyületek bomlásának mechanizmusát az olvadás és az oldás során befolyásolják a kémiai kötések fajtáinak jellemzői, az oldószer szerkezete és jellege.

Elektrolitok és nem vezetők

Az oldatokban és olvadékokban a kristályrácsok és a molekulák elpusztulnak - elektrolitikus disszociáció (ED). Az anyagok bomlását ionok képződése kíséri, olyan tulajdonság megjelenése, mint az elektromos vezetőképesség. Nem minden vegyület képes disszociálni, csak azok az anyagok, amelyek kezdetben ionokból vagy erősen poláris részecskékből állnak. A szabad ionok jelenléte magyarázza az elektrolitok áramvezető képességét. Bázisok, sók, sok szervetlen és néhány szerves sav rendelkezik ezzel a képességgel. A nem vezető anyagok alacsony polaritású vagy nem polarizált molekulákból állnak. Nem bomlanak le ionokra, mivel nem elektrolitok (sok szerves vegyület). A töltéshordozók pozitív és negatív ionok (kationok és anionok).

S. Arrhenius és más kémikusok szerepe a disszociáció vizsgálatában

Az elektrolitikus disszociáció elméletét S. Arrhenius svéd tudós támasztotta alá 1887-ben. De az oldatok tulajdonságainak első kiterjedt tanulmányait M. Lomonoszov orosz tudós végezte. Az anyagok oldódásából származó töltött részecskék tanulmányozásában közreműködött T. Grotgus és M. Faraday, R. Lenz. Arrhenius bebizonyította, hogy sok szervetlen és néhány szerves vegyület elektrolit. A svéd tudós az oldatok elektromos vezetőképességét az anyag ionokká való bomlásával magyarázta. Arrhenius elektrolitikus disszociációjának elmélete nem tulajdonított jelentőséget a vízmolekulák közvetlen részvételének ebben a folyamatban. Mengyelejev, Kablukov, Konovalov és mások orosz tudósok úgy vélték, hogy a szolvatáció megtörténik - az oldószer és az oldott anyag kölcsönhatása. Amikor a vízrendszerekről van szó, a "hidratálás" elnevezést használják. Ez egy összetett fizikai és kémiai folyamat, amit a hidrátok képződése, a hőhatások, az anyag színének megváltozása és a csapadék megjelenése bizonyít.

Az elektrolitikus disszociáció (TED) elméletének alapvető rendelkezései

Sok tudós dolgozott S. Arrhenius elméletének finomításán. Javítását igényelte, figyelembe véve az atom szerkezetére, a kémiai kötésre vonatkozó modern adatokat. Megfogalmazódnak a TED főbb rendelkezései, amelyek eltérnek a 19. század végének klasszikus téziseitől:

Az egyenletek felállításakor figyelembe kell venni a fellépő jelenségeket: alkalmazzunk egy reverzibilis folyamat speciális jelét, számoljuk meg a negatív és pozitív töltéseket: ezeknek összesen azonosnak kell lenniük.

Az ionos anyagok ED-jének mechanizmusa

Az elektrolitikus disszociáció modern elmélete figyelembe veszi az anyagok-elektrolitok és oldószerek szerkezetét. Oldáskor az ionkristályokban az ellentétes töltésű részecskék közötti kötések tönkremennek a poláris vízmolekulák hatására. Szó szerint "kihúzzák" az ionokat a teljes tömegből az oldatba. A bomlás az ionok körül szolvát (vízben - hidrát) héj képződésével jár együtt. A víz mellett a ketonok és a rövid szénláncú alkoholok dielektromos állandója megnövekedett. A nátrium-klorid Na + és Cl - ionokká történő disszociációja során rögzítjük a kezdeti szakaszt, amelyet a víz dipólusainak a kristály felületi ionokhoz viszonyított orientációja kísér. Az utolsó lépésben a hidratált ionok felszabadulnak és bediffundálnak a folyadékba.

A kovalens, erősen poláris kötéssel rendelkező vegyületek ED mechanizmusa

Az oldószermolekulák befolyásolják a nemionos anyagok kristályszerkezetének elemeit. Például a vízdipólusok sósavra gyakorolt ​​hatása a molekulában lévő kötés típusának kovalens polárisról ionosra történő megváltozásához vezet. Az anyag disszociál, hidratált hidrogén- és klórionok kerülnek az oldatba. Ez a példa bizonyítja azoknak a folyamatoknak a fontosságát, amelyek az oldószer részecskéi és az oldott vegyület között mennek végbe. Ez a kölcsönhatás az elektrolit ionok képződéséhez vezet.

Az elektrolitikus disszociáció elmélete és a szervetlen vegyületek főbb osztályai

A TED alapvető rendelkezéseinek tükrében elektrolitnak nevezhető egy sav, amelynek bomlása során a pozitív ionokból csak a proton H + mutatható ki. A bázis disszociációja csak az OH-anion és a fémkation képződésével, illetve a kristályrácsból való felszabadulásával jár együtt. Egy normál só, ha feloldódik, pozitív fémiont és negatív savmaradékot ad. A bázikus sót kétféle anion jelenléte különbözteti meg: egy OH-csoport és egy savmaradék. A savas sókban a kationok közül csak hidrogén és fém van jelen.

Az elektrolitok erőssége

Egy anyag oldatban lévő állapotának jellemzésére fizikai mennyiség a disszociáció mértéke (α). Értékét a lebontott molekulák számának és az oldatban lévő teljes számuk arányából kapjuk meg. A disszociáció mélységét különböző feltételek határozzák meg. Fontosak az oldószer dielektromos tulajdonságai és az oldott vegyület szerkezete. Jellemzően a disszociáció mértéke csökken a koncentráció növekedésével és növekszik a hőmérséklet emelkedésével. Egy adott anyag disszociációjának mértékét gyakran az egység töredékeiben fejezik ki.

Az elektrolitok osztályozása

Az elektrolitikus disszociáció elmélete a 19. század végén nem tartalmazott rendelkezéseket az ionok oldatban való kölcsönhatására vonatkozóan. Arrhenius számára jelentéktelennek tűnt a vízmolekulák hatása a kationok és anionok eloszlására. Arrhenius elképzelései az erős és gyenge elektrolitokról formálisak voltak. A klasszikus rendelkezések alapján erős elektrolitokra α = 0,75-0,95 értéket kaphat. A kísérletek igazolták disszociációjuk visszafordíthatatlanságát (α → 1). Az oldható sók, kén- és sósavak, lúgok szinte teljesen ionokra bomlanak. A kénes, salétromos, hidrogén-fluorid, ortofoszforsav részlegesen disszociál. A szilícium, az ecetsav, a hidrogén-szulfid és a szénsav, az ammónium-hidroxid, az oldhatatlan bázisok gyenge elektrolitnak számítanak. A vizet gyenge elektrolitnak is tekintik. A H 2 O molekulák egy kis része disszociál, és egyidejűleg ionmolarizáció megy végbe.

Az elektrolitikus disszociáció elméletének alapelvei. Izotóniás együttható és kapcsolata a disszociáció mértékévelciók. Ionegyensúly - kapcsolat a koncentráció, a disszociációs állandó között a disszociáció mértéke.

A TED alapvető rendelkezései(az elektrolitikus disszociáció elméletének főbb rendelkezéseit S. Arrhenius fogalmazta meg 1887-ben):

1. az elektrolit molekulák vízben oldva vagy megolvadva ionokra bomlanak.

2 .Az elektrolitok oldatában vagy olvadékában az ionok véletlenszerűen mozognak. Amikor átengedjük az oldaton vagy olvadékon elektromos áram a pozitív töltésű ionok a negatív töltésű elektród (katód), a negatív töltésű ionok pedig a pozitív töltésű elektród (anód) felé mozognak.

3 . Az ionok szerkezetükben és tulajdonságaikban is különböznek az atomoktól.

4 .Sok elektrolit disszociációja reverzibilis folyamat. Ugyanakkor két ellentétes folyamat megy végbe: a molekulák ionokká bomlása (ionizáció) és az ionok molekulákká való egyesülése (molarizáció).

elektrolitok- Ezek olyan anyagok, amelyek oldatai vagy olvadékai elektromos áramot vezetnek.

Azokat az elektrolitokat, amelyek szinte teljesen ionokká disszociálnak (ionizálódnak), erősnek, a nem teljesen ionizált elektrolitokat gyengének nevezzük.

A disszociáció teljességének kvantitatív jellemzésére bevezetjük a disszociáció fokának fogalmát.

A disszociáció mértéke (  ) az ionokra bomlott molekulák számának (n) és az oldott molekulák teljes számának (N) aránya: n / N

A disszociáció mértékét az egység százalékában vagy töredékében fejezzük ki.

A disszociáció mértéke szerint az elektrolitokat hagyományosan a következőkre osztják:

Erős - α > 0,3 (30%);

Gyenge - α< 0,03 (3%);

Közepes szilárdságú - (3%) 0,03< α < 0,3 (30%)

Kísérletileg a disszociáció mértékét úgy határozzuk meg, hogy mérjük az elektrolitoldatok kolligatív tulajdonságainak (általában forráspont és fagyáspont) eltérését az elméleti függőségektől: Δt= iKCm

Az oldatok fagyáspontjának vagy forráspontjának változása egy olyan együttható bevezetése után számítható ki, amely figyelembe veszi a kinetikailag független részecskék koncentrációjának növekedését, amelyet egyes molekulák ionokká történő disszociációja okoz. A van't Hoff által javasolt empirikus együtthatóén(izotóniás arány)megmutatja az elektrolit oldatok kolligális tulajdonságainak eltérését a nem illékony, nem elektrolitok oldataitól. Együttható értékeénegy adott elektrolit oldatainál a hígítás során növekszik, a határértékben az elektrolit képletegységének disszociációja során keletkező ionok számával egyenlő egész számra tart.

Kvantitatívan az elektrolitikus disszociáció, mint egyensúlyi reverzibilis folyamat jellemezhetődisszociációs állandó: Kd= (K+)+ (A-)/ (KA)Az egyenlet gyenge elektrolitok híg oldataira érvényes. Minél jobban disszociál az elektrolit, annál erősebb az állandókd. A disszociáció mértékével ellentétben az állandóKd csak az oldószer jellegétől, az elektrolittól és a hőmérséklettől függ, de nem függ az oldat koncentrációjától. Az egyensúly eltolható egy azonos iont tartalmazó erős elektrolit hozzáadásával.

Az állandó közöttkdés a disszociáció mértéke α, van összefüggés. A disszociáció mértékének kapcsolataα , koncentrációTÓL TŐL és disszociációs állandóNak nek D elektrolit expresszálódikOstwald tenyésztési törvénye :

ahol TÓL TŐL ról ről a disszociáció előtti savkoncentráció,α a sav disszociációjának mértéke az oldatban.
Az ecetsavhozNak nek D = 1,85 ∙ 10 -5 .
Nagyon gyenge elektrolithozα<<1 , majd az értéketα elhanyagolható a nevezőben (Ostwald hígítási törvénye ):
Nak nek D ≈ C ról ről α 2 vagy

Ostwald hígítási törvény - egy bináris gyenge elektrolit híg oldatának egyenértékű elektromos vezetőképességének az oldat koncentrációjától való függését kifejező arány:

Itt K az elektrolit disszociációs állandója, c a koncentráció, λ és λ ∞ - az egyenértékű elektromos vezetőképesség értékei c koncentrációnál, illetve végtelen hígításnál. Az arány a tömegcselekvés és az egyenlőség törvényének következménye

ahol α a disszociáció mértéke.

Feltételezhetjük, hogy az elektrolitoldatokban minden folyamatban csak "aktív ionok”, azaz. ionokamelyek jelenleg nem vesznek részt az interionos kölcsönhatásokban. Ebben a vonatkozásban a koncentrált hatások becsléséhez az úntevékenység(a) - hatékony koncentráció, amely szerint az elektrolit különböző folyamatokban vesz részt.

Tevékenységösszefüggéssel kapcsolódik az oldott anyag valódi koncentrációjához:

a =fC, ahol a az elektrolit aktivitása, mol/l; —elektrolit koncentráció, mol/l;f– aktivitási együttható (<1) (безразмерный).

Tevékenységi tényezőa C koncentrációjú oldat eltérését fejezi ki a végtelen hígítású oldat viselkedésétől, azaz. interionos kölcsönhatások hiányában.

Híg oldatokban az ionok jellege kevéssé befolyásolja az aktivitási együttható értékeit, mivel az interionos kölcsönhatásokat csak az ionok töltése és koncentrációja határozza meg.

Az interionos elektrosztatikus kölcsönhatások mennyiségi jellemzője az oldat ionerőssége.

Az oldat ionerősségeolyan értéket neveznek, amely egyenlő az oldatban lévő összes ion koncentrációja és töltésük négyzetének szorzata felével:

én= 0,5 ∑ CiZi2 , holCi az ion moláris koncentrációjaénmegoldásban;Ziaz ion töltéseén.

heterogén folyamatokfázishatáron lévő folyamatok. A heterogén folyamatok közé elsősorban az ionos típusú rosszul oldódó anyagok képződésével és oldódásával kapcsolatos folyamatok tartoznak. Amikor az ilyen anyagok (erős elektrolitok) vízzel érintkeznek, az ionok egy része oldatba megy, és dinamikus egyensúly jön létre a vizes oldatban lévő hidratált elektrolit ionok és a szilárd fázisú kristályok között - heterogén egyensúly. A szilárd fázissal egyensúlyban lévő oldatot telítettnek nevezzük.

A rendszerben az egyensúly létrejöttének termodinamikai feltétele a Gibbs-energia ΔG állandósága=0, a kinetikai feltétel pedig az oldódási és kristályosodási folyamatok sebességének egyenlősége.

A fázishatáron reverzibilis kioldódási folyamatok mennek végbe, függetlenül a kristályos anyag mennyiségétől, mert koncentrációja (és aktivitása) a szilárd fázisban állandó marad. Heterogén egyensúlyi állandóKshívottoldhatósági állandó.

Minél kisebb az ionok aktivitása (koncentrációja) az oldatban, annál kisebb az értékKS és ezért minél kisebb az oldhatóság.

Elektrolitikus disszociáció- az elektrolit ionokra bomlási folyamata oldódása vagy olvadása során.

Az elektrolitikus disszociáció klasszikus elméletét S. Arrhenius és W. Ostwald alkotta meg 1887-ben. Arrhenius ragaszkodott az oldatok fizikai elméletéhez, nem vette figyelembe az elektrolit és a víz kölcsönhatását, és úgy vélte, hogy szabad ionok vannak jelen az oldatokban. Az orosz kémikusok I. A. Kablukov és V. A. Kistyakovsky D. I. Mengyelejev oldatok kémiai elméletét használták az elektrolitikus disszociáció magyarázatára, és bebizonyították, hogy az elektrolit feloldásakor kémiai kölcsönhatásba lép a vízzel, aminek következtében az elektrolit ionokká disszociál.

Az elektrolitikus disszociáció klasszikus elmélete egy oldott anyag tökéletlen disszociációjának feltételezésén alapul, amelyet az α disszociációs fok, azaz a lebomlott elektrolitmolekulák aránya jellemez. A nem disszociált molekulák és ionok közötti dinamikus egyensúlyt a tömeghatás törvénye írja le.

Az ionokra bomló anyagokat elektrolitoknak nevezzük. Az elektrolitok ionos vagy erős kovalens kötéssel rendelkező anyagok: savak, bázisok, sók. egyéb anyagok nem elektrolitok; ezek közé tartoznak a nem poláris vagy gyengén poláris kovalens kötésekkel rendelkező anyagok; például sok szerves vegyület.

A TED (az elektrolitikus disszociáció elmélete) főbb rendelkezései:

A molekulák pozitív és negatív töltésű (egyszerű és összetett) ionokra bomlanak.

Elektromos áram hatására a kationok (pozitív töltésű ionok a katód felé, az anionok (negatív töltésű ionok) pedig az anód felé (+) mozognak.

A disszociáció mértéke az anyag és az oldószer jellegétől, koncentrációjától, hőmérsékletétől függ.

Ha a disszociáció mértéke az anyag természetétől függ, akkor megítélhető, hogy bizonyos anyagcsoportok között különbség van.

Az erős elektrolitok (a legtöbb bázis, só, sok sav) nagyfokú disszociációja velejárója. Érdemes megfontolni, hogy az ionokká bomlás reverzibilis reakció. Érdemes azt is elmondani, hogy a kettős és bázikus sók disszociációjára vonatkozó példákat ebben a témakörben nem elemezzük, disszociációjukat a „só” témakörben ismertetjük.
Példák erős elektrolitokra:
NaOH, K 2 SO 4, HClO 4
Disszociációs egyenletek:
NaOH⇄Na + +OH -

K 2 SO 4 ⇄ 2K + + SO 4 2-

HClO 4 ⇄H + +ClO 4 -

Az elektrolitok szilárdságának mennyiségi jellemzője a disszociáció mértéke (α) - a disszociált elektrolit moláris koncentrációjának aránya az oldatban lévő teljes moláris koncentrációhoz.

A disszociáció mértékét az egység töredékében vagy százalékban fejezzük ki. Az értéktartomány 0 és 100% között van.

Az α = 0% nem elektrolitokra vonatkozik (nincs disszociáció)

0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная)
Az α = 100% erős elektrolitokra utal (teljes disszociáció)

Érdemes megjegyezni a disszociációs lépések számát is, például:
A H 2 SO 4 oldat disszociációja

H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 -

HSO 4 - ⇄H + +SO 4 2-

A disszociáció minden szakaszának megvan a maga disszociációs foka.
Például a CuCl 2, HgCl 2 sók disszociációja:
CuCl 2 ⇄Cu 2+ + 2Cl - a disszociáció teljesen lezajlik

A higany-klorid esetében pedig a disszociáció nem teljes, majd nem teljesen.

HgCl 2 ⇄HgCl + +Cl -

Visszatérve a kénsav oldatához, érdemes elmondani, hogy a híg sav mindkét szakaszának disszociációs foka sokkal nagyobb, mint a koncentrálté. A tömény oldat disszociációja során sok anyagmolekula és nagy koncentrációban vannak jelen a HSO 4 - hidroanionok.

Többbázisú savak és polisav bázisok esetén a disszociáció több lépésben megy végbe (a bázikusságtól függően).

Felsoroljuk az erős és gyenge savakat, és továbblépünk az ioncsere egyenletekhez:
Erős savak (HCl, HBr, HI, HClO 3, HBrO 3, HIO 3, HClO 4, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3, HMnO 4, H 2 Cr 2 O 7)

Gyenge savak (HF, H 2 S, H 2 Se, HClO, HBrO, H 2 SeO 3, HNO 2, H 3 PO 4, H 4 SiO 4, HCN, H 2 CO 3, CH 3 COOH)

Az oldatokban és az elektrolitok olvadékában a kémiai reakciók ionok részvételével mennek végbe. Az ilyen reakciókban az elemek oxidációs állapota nem változik, magukat a reakciókat nevezzük ioncsere reakciók.

Az ioncserélő reakciók akkor fejeződnek be (visszafordíthatatlanul), ha rosszul oldódó vagy gyakorlatilag oldhatatlan anyagok képződnek (kicsapódnak), illékony anyagok (gázok formájában szabadulnak fel) vagy gyenge elektrolitok (például víz).

Az ioncsere reakciókat általában három szakaszban írják le:
1. Molekulaegyenlet
2. Teljes ionos egyenlet
3. Redukált ionos egyenlet
Íráskor feltétlenül tüntessük fel a csapadékot és a gázokat, valamint az oldhatósági táblázatot vezessük.

Azok a reakciók, ahol az összes reagens és termék vízben oldódik, nem mennek végbe.

Néhány példa:
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

2Na + +CO 3 2- +2H + +SO 4 2- → 2Na + + SO 4 2- +CO 2 + H 2 O

CO 3 2- + 2H + → CO 2 + H 2 O

A rövidített ionegyenletet úgy kapjuk meg, hogy a teljes ionos egyenlet mindkét oldaláról áthúzzuk az azonos ionokat.

Ha két só között ioncsere történik csapadék képződésével, akkor két jól oldódó reagenst kell venni. Vagyis az ioncsere reakció akkor megy végbe, ha a reaktánsok oldhatósága nagyobb, mint az egyik terméké.

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

Néha az ioncsere reakciók írásakor kihagyják a teljes ionegyenletet, és azonnal leírják a rövidítettet.

Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓

Ahhoz, hogy egy rosszul oldódó anyag csapadékát kapjuk, mindig nagyon jól oldódó reagenseket kell kiválasztani koncentrált oldataikban.
Például:
2KF+FeCl 2 →FeF 2 ↓+2KCl

Fe 2+ +2F - → FeF 2 ↓

A termékek kicsapására szolgáló reagensek kiválasztására vonatkozó szabályok érvényesek csak sókra.

Példák csapadékos reakciókra:
1.Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓

2. AgNO 3 +KI→AgI↓+KNO 3

Ag + +I - →AgI↓

3.H 2 S+Pb(NO 3) 2 →PbS↓+2HNO 3

H2S+Pb2+ →PbS↓+2H+

4. 2KOH + FeSO 4 → Fe(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ +2OH - →Fe(OH) 2 ↓

Példák gázfejlődéssel járó reakciókra:
1. CaCO 3 + 2HNO 3 → Ca (NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

CaCO 3 + 2H + → Ca 2+ + CO 2 + H 2 O

2. 2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 → 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O

NH 4 + +OH - → NH 3 +H 2 O

3. ZnS+2HCl→H 2 S+ZnCl 2

ZnS+2H+ →H2S+Zn2+

Példák gyenge elektrolitok képződésével járó reakciókra:
1.Mg (CH 3 COO) 2 + H 2 SO 4 → MgSO 4 + 2CH 3 COOH

CH 3 COO - + H + → CH 3 COOH

2. HI+NaOH→NaI+H 2 O

H + +OH - → H 2 O

Fontolja meg a tanulmányozott anyag alkalmazását a vizsgákon felmerülő konkrét feladatokra:
№1 .Az anyagok közül: NaCl, Na 2 S, Na 2 SO 4 - reagál Cu (NO3) oldatával 2 belép (-s)

1) csak Na 2 S

2) NaCl és Na 2 S

3) Na 2 S és Na 2 SO 4

4) NaCl és Na 2 SO 4

Az „enter” szó jelentése „reakció lezajlik”, és ahogy fentebb említettük, a reakció akkor megy végbe, ha oldhatatlan vagy gyengén oldódó anyag képződik, gáz szabadul fel, vagy gyenge elektrolit (víz) képződik.

Nézzük meg egyenként a lehetőségeket.
1) Cu(NO 3) 2 +Na 2 S→CuS↓+2NaNO 3 csapadék képződik.
2) NaCl + Cu (NO 3) 2 ↛CuCl 2 + 2NaNO 3

Csak a Na 2 S-vel való reakció megy végbe, és csapadék képződik

3) Na 2 S esetén is csapadék keletkezik, mint az első két példában.
Na 2 SO 4 +Cu(NO 3) 2 ↛CuSO 4 +2NaNO 3

Minden termék jól oldódó elektrolit, nem gáz, ezért a reakció nem megy végbe.

4) Na 2 SO 4 esetén a reakció nem úgy megy végbe, mint az előző válaszban
NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 +2NaNO 3

Minden termék jól oldódó elektrolit, nem gáz, ezért a reakció nem megy végbe.

Ezért alkalmas 1 Lehetséges válasz.

№2 . A kölcsönhatás során felszabadul a gáz

1) MgCl 2 és Ba (NO 3) 2

2) Na 2 CO 3 és CaCl 2

3) NH 4 C és NaOH

4) CuS04 és KOH

A "gáz" szó az ilyen feladatokban pontosan gázokat és illékony vegyületeket jelent.

A hozzárendeléseknél általában ilyen vegyületként található meg az NH 3 H 2 O, H 2 CO 3 (normál reakciókörülmények között CO 2 -re és H 2 O-ra bomlik, nem szokás a szénsav teljes képletét leírni, hanem azonnal festse gázba és vízbe) , H 2 S.

A fent bemutatott anyagokból nem fogunk tudni H 2 S-t kapni, mert nincs minden anyagban szulfidion. A szén-dioxidot sem tudjuk beszerezni, mert ahhoz, hogy sóból nyerjük, savat kell hozzáadni, és egy másik sót nátrium-karbonáttal párosítunk.
3 féleképpen tudunk benzint szerezni.
NH 4 Cl + NaOH → NH 3 + NaCl + H 2 O

Szúrós szagú gáz szabadult fel.

Ezért alkalmas 3 Lehetséges válasz.

№3 .Reagál sósavval

1) ezüst-nitrát

2) bárium-nitrát

3) ezüst

4) szilícium-oxid

A reagensek között két elektrolit található, a reakció lejátszódásához szükséges, hogy egy csapadék kiemelkedjen.
A sósav nem lép reakcióba a szilícium-oxiddal, és az ezüst nem fogja kiszorítani a hidrogént a sósavból.
Ba (NO 3) 2 + 2HCl → BaCl 2 + 2HNO 3 a reakció nem megy végbe, mivel minden termék oldható elektrolit
AgNO 3 +HCl→AgCl↓+NaNO 3

Fehér, sajtos ezüst-nitrát csapadék hullik ki
Ezért alkalmas 1 Lehetséges válasz.

A feladat következő példája, az első háromtól eltérően, a KIM USE 2017-ből származik.
Az első három a KIM OGE 2017-ből származik

Hozzon létre egyezést az anyagok képlete és egy reagens között, amellyel meg tudja különböztetni a vizes oldataikat: minden betűvel jelölt pozícióhoz válassza ki a megfelelő számmal jelölt pozíciót.
ANYAGKÉPLET REAGENS
A) HNO 3 és H 2 O 1) CaCO 3
B) KCl és NaOH 2) KOH

B) NaCl és BaCl 2 3) HCl

D) AlCl 3 és MgCl 2 4) KNO 3

A feladat elvégzéséhez először meg kell értenie, hogy minden betű alatt két olyan anyag van feltüntetve, amelyek ugyanabban az oldatban vannak, és az anyagot úgy kell kiválasztani, hogy legalább az egyik minőségi reakcióba lépjen a megadott reagens anyaggal. szám alatt.

Adjunk hozzá kalcium-karbonátot a salétromsav oldatához, a szén-dioxid a reakció jele lesz:
2HNO 3 + CaCO 3 → Ca (NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O
Szintén logikusan a kalcium-karbonát nem oldódik vízben, ami azt jelenti, hogy nem oldódik fel minden más oldatban sem, ezért a reakció jeleihez a gázfejlődés mellett a kalcium-karbonát oldódása is hozzáadható.

A B betű alatti oldatot a 3-as szám alatti sósav segítségével lehetett megkülönböztetni, de csak akkor, ha szabad indikátort (fenolftaleint) használni, ami a reakció után elszíneződik, mert a lúg semlegesül. .

Ezért az OH - oldatban csak 5-ös oldat (CuSO 4) segítségével tudunk iont megkülönböztetni.
2NaOH+CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓+Na 2 SO 4

Két oldatban kék kristályok keletkeztek.

A B betű alatti oldatot az 5-ös számú reagens segítségével is megkülönböztethetjük, mert a szulfátionok báriummal egyesülve azonnal fehér kristályos csapadékká válnak ki, amely a legerősebb savaknál is feleslegben oldhatatlan.
BaCl 2 + CuSO 4 → CuCl 2 + BaSO 4 ↓

A G betű alatti oldat könnyen megkülönböztethető bármilyen lúg segítségével, mert a magnézium és az alumínium bázisai azonnal kicsapódnak a reakció során. Az alkáli a 2-es szám alatt van ábrázolva

AlCl 3 +3KOH→Al(OH)3 ↓+3KCl

MgCl 2 +2KOH→Mg(OH) 2 ↓+2KCl

Vágó: Kharlamova Galina Nikolaevna