A munka célja. Elsajátíthatja az elektrolitoldatokban végbemenő reakciók molekuláris és ionos egyenleteinek felállítását. Tanuld meg meghatározni az ionos reakciók irányát.
Amikor egyes anyagokat vízben (vagy más poláris oldószerben) oldunk, oldószermolekulák hatására az anyag molekulái ionokká bomlanak. A folyamat eredményeként az oldat nemcsak oldószer- és oldott anyag molekulákat tartalmaz, hanem a keletkező ionokat is. Az olyan anyagok oldatait, amelyek vízben vagy más poláris oldószerben oldva ionokká bomlanak, elektrolitoknak nevezzük.
Az oldott anyag (elektrolit) molekuláinak ionokká való feloldódási folyamatát poláris oldószermolekulák hatására elektrolitikus disszociációnak nevezzük.
Az elektrolit oldatok ionos elektromos vezetőképességgel rendelkeznek (az ionok részt vesznek az elektromos töltések átvitelében), és a második típusú vezetők.
Az oldott anyag ionokká történő bomlásának folyamatának mennyiségi jellemzője az elektrolitikus disszociáció mértéke - α. A disszociáció mértéke az oldott anyagnak az oldatban ionokra bomlott molekuláinak (n) és az oldott molekulák teljes számának (N) aránya:
Az elektrolitikus disszociáció mértékét kísérleti úton határozzák meg, és vagy egy egység töredékében, vagy százalékban fejezik ki. Az elektrolit disszociáció mértéke az elektrolit természetétől, koncentrációjától és hőmérsékletétől függ.
Az elektrolit disszociációs foka szerint moláris kondenzációs oldatban
0,1 mol/l (0,1 N) ekvivalens koncentrációjú oldatok feltételesek
Három csoportra oszthatók: erős, gyenge és közepes elektrolitokra. Ha be
0,1 n. α > 0,3 (30 \%) elektrolit oldatban az elektrolit erős elektrolitnak, α ≤ 0,03 (3 \%) gyenge elektrolitnak számít. Azok az elektrolitok, amelyek disszociációs foka közbenső értéket mutatnak, átlagosnak tekinthetők.
Az erős elektrolitok, ha az oldószer víz, azok
– savak: HNO3, H2SO4, HCNS, HCl, HClO3, HClO4, HBr, HBrO3, HBrO4, HI, HIO3 HMnO4, H2SeO4, HReO4, HTcO4; valamint a Н2СrO4, H4P2O7, H2S2O6 savak, amelyek erősek a disszociáció első szakaszában, azaz amikor az első H+ iont eltávolítják;
– bázisok: alkáli (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) és alkáliföldfémek (Ca, Sr, Ba, Ra) hidroxidjai: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2 Ba(OH)2, Sr(OH)2; Ra(OH)2; valamint TlOH;
– a legtöbb só. Kivétel: Fe(SCN)3, Mg(CN)2, HgCl2, Hg(CN)2.
A gyenge elektrolitok közé tartoznak:
– savak: H2CO3, HClO, H2S, H3BO3, HCN, H2SO3, H2SiO3, CH3COOH, HCOOH, H2C2O4 stb. (Függelék, 2. táblázat);
– bázisok (p- és d-elemek): Be(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2; ammónium-hidroxid NH4OH, valamint szerves bázisok – aminok (CH3NH2) és amfolitok (H3N+CH2COOˉ).
A víz nagyon gyenge elektrolit (H2O) α = 2·10-9, azaz.
A vízmolekulák a molekulák egymással való kölcsönhatása miatt is ionokra bomlhatnak.
Az erős elektrolitok olyan anyagok, amelyek vízben oldva teljesen ionokká bomlanak, azaz szinte teljesen disszociálnak. Miután az elektrolit molekulában lévő ionok közötti kötés a vízmolekulák hatására felbomlik, a keletkező ionok vízmolekulákkal veszik körül magukat, így oldatban hidratált állapotban vannak. Az ionok hidratációját figyelembe véve az elektrolitikus disszociációs egyenlet a következőképpen írható fel:
|
|
Az erős elektrolit disszociációs egyenlete leegyszerűsített módon van felírva,
Például:
NaCl → Na+ + Clˉ;
HNO3 → H+ + NO3ˉ;
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OHˉ
A gyenge elektrolitok közé tartoznak azok az anyagok, amelyek vízben oldva részben ionokká disszociálnak. Az oldatban alacsony koncentrációjú ionok és a ténylegesen létező nem disszociált molekulák között egyensúly jön létre:
CH3COOH ⇄ CH3COOˉ + H+; H2O ⇄ H+ + OHˉ.
Ez a jelölés azt jelenti, hogy két dolog történik egyszerre a megoldásban.
folyamat: molekulák ionokra bontása és ionokból molekulák képződése. A gyenge elektrolitok oldataiban az egyensúly a kezdeti termékek felé tolódik el, ezért az oldatban lévő gyenge elektrolitok túlnyomórészt molekulák formájában léteznek.
Az elektrolit oldatok kémiai tulajdonságai az oldatban lévő ionok és molekulák tulajdonságaitól függenek. Az elektrolitoldatokban az ionok és molekulák közötti reakciók irányát a rosszul oldódó anyagok vagy gyenge elektrolitok képződésének lehetősége határozza meg. Ha a reakció nem eredményez rosszul oldódó anyag vagy gyenge elektrolit képződését, akkor az ilyen reakció nem mehet végbe. Például nátrium-nitrát és kálium-klorid oldatának összeolvasztásakor a reakció nem megy végbe, mivel a cserereakció nem tud rosszul oldódó anyagot vagy gyenge elektrolitot képezni az oldatban lévő ionokból. Ezek a sók erős elektrolitok és vízben jól oldódnak, így az oldat tartalmazni fog
ez az ionkeverék:
Na+ + NO3ˉ + K+ + Clˉ,
amelyből az eredeti anyagok álltak. Ezért ebben az esetben lehetetlen felírni a cserereakció molekuláris egyenletét
NaNO3 + KCl ≠ KNO3 + NaCl.
Az oldatban végbemenő reakciót a következőképpen ábrázolhatjuk:
Molekuláris reakcióegyenlet;
Ion-molekula egyenlet (teljes vagy rövidítve).
Az olyan reakcióegyenletet, amely csak a nem disszociált anyagok képleteit tartalmazza, molekuláris egyenletnek nevezzük. Az egyenlet molekuláris formája megmutatja, hogy mely anyagok és milyen mennyiségben vesznek részt a reakcióban. Lehetővé teszi a reakcióval kapcsolatos szükséges számítások elvégzését. A disszociálatlan gyenge elektrolitok és az erős elektrolitok ionjainak képleteit tartalmazó egyenletet teljes ionos vagy ion-molekuláris reakcióegyenletnek nevezzük.
Az ionos-molekuláris reakcióegyenlet bal és jobb oldalán ugyanazokat a termékeket redukálva kapunk egy rövidített vagy rövid ionos reakcióegyenletet. Az olyan ionegyenletet, amely nem tartalmaz azonos anyagokat (ionokat vagy molekulákat) a reakció bal és jobb oldalán, a reakció rövidített vagy rövid ionegyenletének nevezzük. Ez az egyenlet tükrözi a lezajló reakció lényegét.
Az ionos reakcióegyenletek írásakor emlékeznie kell:
1) az erős elektrolitokat különálló komponensek formájában kell feltüntetni
az őket alkotó ionok;
2) a gyenge elektrolitokat és a rosszul oldódó anyagokat fel kell írni
molekulák formájában öntsük.
Példaként tekintsük a szóda és a sav kölcsönhatását. A reakció molekulaegyenletében a kiindulási anyagokat és a reakciótermékeket molekulák formájában írjuk fel:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.
Figyelembe véve, hogy vizes oldatban elektrolit molekulák
com ionokra bomlik, ennek a reakciónak a teljes ionegyenlete van a formában
CO2–Az ionos egyenletben a gyenge elektrolitokat, gázokat és rosszul oldódó anyagokat molekulákként írjuk le. A ↓ jel egy anyag képleténél azt jelenti, hogy az anyag a formában kikerül a reakciószférából.
csapadék, és a jel azt jelzi, hogy az anyag gáz formájában távozik a reakciószférából.
Azokat az anyagokat, amelyek molekulái teljesen ionokká (erős elektrolitokká) disszociálnak, ionoknak írjuk. Az egyenlet bal oldalán lévő elektromos töltések összegének meg kell egyeznie a jobb oldalon lévő elektromos töltések összegével.
Az ionos egyenletek írásakor a savak, bázisok és sók vízben való oldhatóságának táblázatát kell követni, azaz mindenképp ellenőrizni kell a reagensek és termékek oldhatóságát, ezt az egyenletekben megjegyezve, valamint a disszociációs állandók táblázatát. gyenge elektrolitok (Függelék, 1. és 2. táblázat). Nézzünk példákat néhány ion-molekula egyenlet felírására.
1. példa: Rosszul és rosszul oldódó vegyületek képződése (csapadék).
a) Bárium-szulfát képződése
A reakció molekuláris egyenlete:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl.
Teljes ionos (ionos-molekuláris) reakcióegyenlet:
Ba2+ + 2Clˉ + 2Na+ + SO4 ˉ = BaSO4↓ + 2Na
CO2–CO2 + H2O (rövidítve ionos egyenlet).
3. példa Gyenge elektrolit képződése.
2Na+ + 2OH– +2H+ + SO 2–(teljes ionos egyenlet)
2OH– + 2H+ = 2H2O (rövidítve ionos egyenlet).
Az erős sav és egy erős bázis semlegesítésének reakciója a hidrogénionok és a hidroxidionok kölcsönhatására redukálódik;
b) gyenge sav:
2NaNO2 + H2SO4 = 2HNO2 + Na2SO4 (molekulaegyenlet)
NH+(teljes ionos egyenlet)
NH4OH (rövid ionos egyenlet).
Az erős bázisok kiszorítják a gyenge bázisokat sóikból.
4. példa Ha a kiindulási vegyületek és reakciótermékek között gyenge elektrolit vagy rosszul oldódó anyag van, akkor az egyenlet a következőt használja:
Van egy egyensúly jele „⇄”. A reakcióban az egyensúly egy gyengébb elektrolit vagy gyengén oldódó anyag felé tolódik el, amit jelez
ikon (↷)..
a) CH3COOH + NaOH ⇄ CH3COONa + H2O
CH3COOH + OHˉ ⇄ CH3COOˉ + H2O (↷).
A reakció eredményeként gyengébb elektrolit képződik - víz. Egyenlő-
Ez a közvetlen reakció felé tolódik el.
b) CaSO4↓ + Na2CO3 ⇄ CaCO3↓ + Na2SO4;
|
|
⇄ CaCO3↓ + 2 Na+
A reakció eredményeként kevésbé oldódó só képződik - kalcium-karbonát.
ciója. Az egyensúly az előre irányuló reakció felé tolódik el.
5. példa Írjon fel három lehetséges molekulaegyenletet a reakcióra!
a rövidített ionegyenletnek megfelelő: CH3COO– + H+ = CH3COOH.
Megoldás. Az ionegyenlet bal oldalán a CH3COO– és H+ szabad ionok láthatók. Ezek az ionok bármely oldható erős elektrolit disszociációja során keletkeznek. CH3COO– ionok keletkezhetnek például a KCH3COO, NaCH3COO, Mg (CH3COO)2 sók disszociációja során; adományozók
új H+ lehet bármilyen erős sav. Molekuláris reakcióegyenletek,
amelyeknek ez a molekuláris-ionos egyenlet megfelel, lehet:
1. KCH3COO + HCl = CH3COOH + KCl;
2. NaCH3COO + HNO3 = CH3COOH + NaNO3;
3. Mg(CH3COO)2 + H2SO4 = 2 CH3COOH + MgSO4.
Biztonsági intézkedések
1. Különös elővigyázatossággal járjon el, ha savak és lúgok oldataival dolgozik, ne engedje, hogy bőrrel és ruházattal érintkezzenek.
2. Ha a kísérlet során mérgező gáz halmazállapotú termék szabadul fel, a kísérletet feltétlenül működő szellőzővel ellátott füstelszívóban végezze.
3. Legyen óvatos, ha mérgező sókat és azok oldatait (báriumsók, króm, réz stb.) dolgozza fel.
Tanulság: Elektrolitikus disszociáció. Hidrogén index. Ioncsere reakciók
Célok:
rendszerezze a tanulók elektrolitikus disszociációval kapcsolatos ismereteit. Mutasd meg az elmélet alapítóinak tudományos bravúrját. Mutassa be az anyagok tulajdonságainak szerkezetétől való függését! A hallgatók által a témában megszerzett ismereteket egységes rendszerbe hozni.
Feladatok:
Fejleszti a disszociációs egyenletek, ionegyenletek, hidrolízisegyenletek összeállításának készségeit. Fejlessze a különböző sók oldatainak környezetének előrejelzésének képességét. Rendszerezze a tanulók ismereteit a szerves anyagok hidrolízisével kapcsolatban. Megfigyelési, elemzési és következtetési képesség fejlesztése.
Berendezések és reagensek
: multimédiás projektor, számítógép.
Az órák alatt
Idő szervezése
Alapismeretek frissítése:
A tanulók a terv szerint válaszolnak:
- Mekkora az oldatok elektromos vezetőképessége?
- Sók, bázisok és savak elektrolitikus disszociációja.
- Az ionos kötésekkel rendelkező anyagok elektrolitikus disszociációjának mechanizmusa.
Bevezetés egy új téma tanulmányozásába:- Miért vezetnek elektromos áramot a savak, sók és lúgok oldatai?
Miért lesz egy elektrolit oldat forráspontja mindig magasabb, mint egy azonos koncentrációjú nem elektrolit oldat forráspontja?
Új anyag tanulása:
1. Az elektrolitikus disszociáció fogalma
1887-ben a svéd fizikusSvante Arrhenius vegyész, A vizes oldatok elektromos vezetőképességének tanulmányozása során felvetette, hogy az ilyen oldatokban az anyagok töltött részecskékre - ionokra - bomlanak szét, amelyek az elektródákra - negatív töltésű katódra és pozitív töltésű anódra - kerülhetnek.
Ez az oka az elektromos áramnak a megoldásokban. Ezt a folyamatot únelektrolitikus disszociáció (szó szerinti fordítás – hasadás, bomlás elektromosság hatására). Ez a név is arra utal, hogy a disszociáció elektromos áram hatására megy végbe. A további kutatások kimutatták, hogy ez nem így van: az ionok csak töltéshordozók az oldatban, és léteznek benne, függetlenül attól, hogy az áram áthalad-e az oldaton vagy sem. Svante Arrhenius aktív részvételével megfogalmazták az elektrolitikus disszociáció elméletét, amelyet gyakran erről a tudósról neveznek el. Ennek az elméletnek az a fő gondolata, hogy az elektrolitok oldószer hatására spontán ionokká bomlanak. És ezek az ionok töltéshordozók, és felelősek az oldat elektromos vezetőképességéért.
Az elektromos áram a szabad töltésű részecskék irányított mozgása. Már tudja, hogy a sók és lúgok oldatai és olvadékai elektromosan vezetők, mivel nem semleges molekulákból állnak, hanem töltött részecskékből - ionokból. Amikor megolvadnak vagy feloldódnak, az ionok válnakingyenes elektromos töltés hordozói.
Elektrolitikus disszociációnak nevezzük azt a folyamatot, amikor egy anyag feloldódáskor vagy olvadáskor szabad ionokra bomlik.
2. A sók elektrolitikus disszociációjának folyamatának lényege
Az elektrolitikus disszociáció lényege, hogy az ionok szabaddá válnak egy vízmolekula hatására. 1. ábra. Az elektrolit ionokra bomlásának folyamatát egy kémiai egyenlet segítségével ábrázoljuk. Írjuk fel a nátrium-klorid és a kalcium-bromid disszociációs egyenletét. Amikor egy mól nátrium-klorid disszociál, egy mól nátriumkation és egy mól klorid anion képződik.NaCl ⇄ Na+ + Cl-
Amikor egy mól kalcium-bromid disszociál, egy mól nátrium-kation és két mól bromid-anion képződik.
CaBr2 ⇄ Ca2+ + 2Br-
Figyelem: mivel egy elektromosan semleges részecske képlete az egyenlet bal oldalára van írva, az ionok teljes töltésének nullával kell egyenlőnek lennie.
Következtetés : a sók disszociációja során a savmaradék fémkationjai és anionjai képződnek.
3. A lúgok elektrolitikus disszociációjának folyamatának lényege
Tekintsük a lúgok elektrolitikus disszociációjának folyamatát. Írjuk fel a disszociációs egyenletet kálium-hidroxid és bárium-hidroxid oldatába.
Ha egy mól kálium-hidroxid disszociál, egy mól káliumkation és egy mól hidroxid anion képződik.KOH ⇄ K+ +OH-
Amikor egy mól bárium-hidroxid disszociál, egy mól báriumkation és két mól hidroxid-anion képződik.Ba(OH)2 ⇄ Ba2+ + 2OH-
Következtetés: A lúgok elektrolitikus disszociációja során fémkationok és hidroxid-anionok képződnek.
A vízben oldhatatlan bázisok gyakorlatilag nem esnek át elektrolitikus disszociáción, mivel gyakorlatilag nem oldódnak vízben, és hevítéskor lebomlanak, így olvadékot nem lehet kapni.
4. A savak elektrolitikus disszociációjának folyamatának lényege
Tekintsük a savak elektrolitikus disszociációjának folyamatát. A savmolekulákat poláris kovalens kötések képezik, ami azt jelenti, hogy a savak nem ionokból, hanem molekulákból állnak.
Felmerül a kérdés: hogyan disszociál ekkor a sav, azaz hogyan keletkeznek szabad töltésű részecskék a savakban? Kiderül, hogy az ionok a savas oldatokban pontosan az oldódás során keletkeznek.
Tekintsük a hidrogén-klorid vízben történő elektrolitikus disszociációjának folyamatát, de ehhez felírjuk a hidrogén-klorid és a víz molekuláinak szerkezetét. Mindkét molekulát poláris kovalens kötés hozza létre. A hidrogén-klorid molekulában az elektronsűrűség a klóratom felé tolódik el, a vízmolekulában pedig az oxigénatom felé. A vízmolekula képes elvonni egy hidrogénkationt a hidrogén-klorid molekulától, ami egy hidrogén-kation H3O+ képződését eredményezi.
Ekkor a hidrogén-klorid disszociációs egyenlete így néz ki:HCl ⇄ H+ + Cl-
5. Savak fokozatos disszociációja
A kénsav fokozatos disszociációja
Tekintsük a kénsav elektrolitikus disszociációjának folyamatát. A kénsav fokozatosan, két szakaszban disszociál.
A disszociáció I. szakasza
Az első lépésben egy hidrogénkationt eltávolítanak, és hidrogén-szulfát anion képződik.
H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-
hidrogén-szulfát anion.
II - disszociáció szakasza
A második szakaszban a hidrogén-szulfát anionok további disszociációja következik be.HSO4- ⇄ H+ + SO42-
Ez a szakasz reverzibilis, azaz a keletkező szulfátionok hidrogénkationokat köthetnek, és hidrogén-szulfát-anionokká alakulhatnak. Ezt a megfordíthatósági jel mutatja.
Vannak savak, amelyek még az első szakaszban sem disszociálnak teljesen - az ilyen savak gyengék. Például szénsav H2CO3.
A hidrogénindex a szabad hidrogénionok koncentrációját jellemzi a vízben.
A megjelenítés kényelme érdekében egy speciális jelzőt vezettek be, a pH-t, amely a hidrogénionok koncentrációjának logaritmusa, ellenkező előjellel, azaz. pH = -log.
Egyszerűen fogalmazva, a pH-értéket a vízben lévő H-ionok mennyiségi aránya határozza meg + és ő - , a víz disszociációja során keletkezik. Ha a víz az OH-ionokhoz képest csökkentett szabad hidrogénion-tartalmú (pH>7). - , akkor a víz lúgos reakcióba lép, és megnövekedett H ion tartalommal + (pH<7)- кислую. В идеально чистой дистиллированной воде эти ионы будут уравновешивать друг друга. В таких случаях вода нейтральна и рН=7. При растворении в воде различных химических веществ этот баланс может быть нарушен, что приводит к изменению уровня рН.
Reflexió: készíts szinkvint
D/Z:
Összegezve a tanulságot
Ebben a leckében megtanulta, hogy a savak, sók és lúgok oldatai elektromosan vezetőképesek, mivel amikor feloldódnak, töltött részecskék képződnek - ionok. Ezt a folyamatot elektrolitikus disszociációnak nevezik. Amikor a sók disszociálnak, fémkationok és savas maradékok anionjai képződnek. Amikor lúgok disszociálnak, fémkationok és hidroxid-anionok képződnek. A savak disszociációja során hidrogénkationok és a savmaradék anionjai képződnek.
Elektrolitikus disszociáció Az elektrolit molekulák ionokra bomlásának folyamata poláris oldószermolekulák hatására.
Elektrolitok– olyan anyagok, amelyek olvadékai vagy vizes oldatai elektromos áramot vezetnek. Ide tartoznak a savak oldatai, az olvadékok, valamint a lúgok és sók oldatai. Nem elektrolitok- Ezek olyan anyagok, amelyek nem vezetnek elektromos áramot. Ezek sok szerves anyagot tartalmaznak.
Azokat az elektrolitokat, amelyek szinte teljesen ionokká disszociálnak, nevezzük erős; a részlegesen ionokká disszociáló elektrolitokat nevezzük gyenge. A disszociáció teljességének számszerűsítésére bevezettük a disszociáció mértékének fogalmát. A disszociáció mértéke Az elektrolit az ionokra bomlott molekulák számának az oldatban lévő molekulák teljes számához viszonyított aránya.
Jellemzően a disszociáció mértéke ( α ) egység törtrészében vagy %-ban vannak kifejezve:
Ahol n– az elektrolitikus disszociációnak kitett részecskék száma;
n 0 – az oldatban lévő részecskék teljes száma.
Erős elektrolitok – szinte minden só, oldható bázis ( NaOH, KOH, Ba(Ó) 2 stb.), szervetlen savak ( H 2 ÍGY 4 , HCl, HNO 3 , HBr, SZIA satöbbi) .
Gyenge elektrolitok– oldhatatlan bázisok és N.H. 4 Ó, szervetlen savak ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 P.O. 4 stb.), szerves savak és víz H 2 O.
Az erős elektrolitok szinte teljesen ionokká disszociálnak (azaz a disszociációs folyamat visszafordíthatatlan), és egy szakaszban:
HCl = H + +Cl – H 2 ÍGY 4 = 2H + + SZÓ 4 2–
A gyenge elektrolitok részlegesen disszociálnak (azaz a disszociációs folyamat reverzibilis) és fokozatosan . Például többbázisú savak esetében minden szakaszban egy hidrogéniont vonnak ki:
1. H 2 ÍGY 3 ⇄ H + +HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + SZÓ 3 2-
Így a polisavak szakaszainak számát a sav bázikussága (a hidrogénionok száma), a polisav bázisok szakaszainak számát pedig a bázis savassága (vagy a hidroxilcsoportok száma) határozza meg. : N.H. 4
Ó
⇄
N.H. 4
+
+
Ó –
.
Az elektrolitikus disszociáció folyamata a rendszerben a kémiai egyensúlyi állapot létrejöttével ér véget, amelyet az egyensúlyi állandó jellemez: 
Az elektrolitikus disszociációs folyamat egyensúlyi állandóját disszociációs állandónak nevezzük. NAK NEK D. A disszociációs állandó függ az elektrolit természetétől, az oldószer jellegétől és a hőmérséklettől, de nem függ az elektrolit koncentrációjától.
Között NAK NEK DÉs α van egy mennyiségi összefüggés:
(13)
A (13) összefüggést Ostwald hígítási törvényének nevezzük: a gyenge elektrolit disszociációs foka az oldat hígulásával növekszik.
Gyenge elektrolitoknál, ha α 1, NAK NEK D = α 2 VAL VEL.
A víz gyenge elektrolit, ezért reverzibilisen disszociál:
H 2 O ⇄ H + + Ó – ∆ H= +56,5 kJ/mol
Víz disszociációs állandó: 
A víz disszociációs foka nagyon kicsi (nagyon gyenge elektrolit). Mivel a víz nagy feleslegben van jelen, koncentrációja állandónak tekinthető és az is 
, Akkor
NAK NEK D [ H 2 O] = [ H + ]∙[ Ó - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14
[ H + ]∙[ Ó - ] = 10 -14 = K W– a víz ionos terméke
Mivel a hidrogénkationok és a hidroxidionok koncentrációja a vízben egyenlő, akkor: [
H +
]
= [
Ó -
]
=
.
Más anyagok (savak, bázisok, sók) vízben való feloldása megváltoztatja az ionok koncentrációját N + vagy Ő – , és szorzatuk mindig állandó marad és egyenlő 10 -14 T = 25 0 C-on. Ionkoncentráció N + szolgálhat az oldat savasságának vagy lúgosságának mértékére. Általában a hidrogén indexet használják erre a célra: pH = - lg[ H + ]. És így, PH érték a hidrogénionok koncentrációjának decimális logaritmusa, ellenkező előjellel.
A hidrogénionok koncentrációjától függően három környezetet különböztetünk meg.
BAN BEN semleges környezet [ H + ] = [ Ó - ]= 10 -7 mol/l, pH= –lg 10 -7 = 7 . Ez a környezet jellemző a tiszta vízre és a semleges megoldásokra egyaránt. BAN BEN savanyú megoldásokat [ H + ] > 10 -7 mol/l, pH< 7 . Savas környezetben pH belül változik 0 < рН < 7 . BAN BEN lúgos környezetek [ H + ] < [ОН – ] És [ H + ] < 10 -7 mol/l, ennélfogva, pH > 7. pH változás határértékei: 7 < рН < 14 .
Ioncsere reakciók (RIO)- ezek elektrolitok vizes oldatában fellépő ionok közötti reakciók. A cserereakciók sajátossága: a reagáló anyagokat alkotó elemek nem változtatják meg oxidációs állapotukat. Az ioncsere reakciók visszafordíthatatlan reakciók és előfordulnak tekintettel arra: 1) gyengén oldódó anyag képződése, 2) gáznemű anyag felszabadulása, 3) gyenge elektrolit képződése.
A RIO során ellentétes töltésű ionok kötődnek és eltávolítják a reakciószférából. Az ioncsere-reakciók lényegét ionegyenletekkel fejezzük ki, amelyek a molekuláris egyenletekkel ellentétben megmutatják a reakció valódi résztvevőit. Az ionos egyenletek összeállításánál azt kell figyelembe venni, hogy az enyhén disszociáló, gyengén oldódó (kicsapódó) és gáznemű anyagokat molekuláris formában írjuk le. Az erősen oldódó elektrolitokat ionoknak írják. Ezért az ionos egyenletek felírásakor a sók és bázisok vízben való oldhatóságának táblázatát kell használni.
Hidrolízis– ez a sóionok és a vízmolekulák közötti kölcsönhatás folyamata, ami alacsony disszociációs vegyületek képződéséhez vezet; az ioncsere reakciók speciális esete. A sókat a következők képezik:
gyenge sav és erős bázis ( NaCH 3 TURBÉKOL, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );
gyenge bázis és erős sav ( N.H. 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);
gyenge bázis és gyenge sav ( N.H. 4 CN, N.H. 4 CH 3 TURBÉKOL).
Az erős sav és erős bázis által képzett sók nem hidrolízisen mennek keresztül: Na 2 ÍGY 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ stb.
A sók hidrolízise növeli az ionkoncentrációt N + vagy Ő – . Ez a víz ionegyensúlyának eltolódásához vezet, és a só természetétől függően savas vagy lúgos környezetet kölcsönöz az oldatnak (lásd a problémamegoldás példáit).
Számítási képletek.
1. Számítsa ki egy savoldat (op. No. 1) vagy egy lúgoldat (op. No. 2) normál koncentrációját az oldatok ekvivalenstörvényének képletéből:
2. Számítsa ki a megfelelő oldat 10 ml-ében lévő sav (1. ex.) vagy lúg (2. sz.) tömegét a normál koncentráció képletéből:
3. Számítsa ki a víz (oldószer) tömegét 10 ml oldatban, figyelembe véve az oldat sűrűségét 1-gyel:
4. A kapott adatok felhasználásával számítsa ki a megadott koncentrációkat a megfelelő képletek segítségével!
5. sz. laboratóriumi munka
A munka célja: tanulmányozza az ioncsere reakciók előfordulásának feltételeit és az ioncsere reakciók molekuláris és ionmolekuláris formában történő megírásának szabályait.
Elméleti rész.
Elektrolitikus disszociáció az elektrolit molekulák részleges vagy teljes szétesése ionokká poláris oldószermolekulák hatására. A disszociáció az elektrolitmolekulák és a poláris oldószermolekulák összetett fizikai-kémiai kölcsönhatása eredményeként következik be. Az ionok és a poláris oldószermolekulák kölcsönhatását az ionok szolvatációjának (vizes oldatoknál - hidratációnak) nevezik. Az elektrolit oldatokban szolvatált ionok képződnek.
Az elektrolitok elektromos áramot vezetnek, mert az oldatok töltött részecskéket tartalmaznak: kationokat és anionokat.
A disszociációs folyamatot kvantitatívan jellemezzük elektrolitikus disszociáció foka α. A disszociáció mértéke az ionokra szétesett n molekulák számának az oldott anyag N molekuláinak teljes számához viszonyított aránya:
A disszociáció mértékét az egység százalékában vagy töredékében fejezzük ki.
Az elektrolitokat három csoportra osztják: a) erős (α>30%), b) közepes (3<α<30%), в) слабые (α<3%).
Az oktatási irodalom táblázatokat tartalmaz a savak, bázisok és sók disszociációs fokáról. A disszociáció mértéke függ az oldott anyag és az oldószer természetétől, a hőmérséklettől, a koncentrációtól és az azonos nevű ionok jelenlététől az oldatban. Gyenge elektrolitoknál a disszociáció mértéke jelentősen függ a koncentrációtól: minél kisebb az oldat koncentrációja, annál nagyobb az elektrolitikus disszociáció mértéke.
Sokkal kényelmesebb az elektrolitok oldattá való disszociációs képességének jellemzése disszociációs állandó K , ami nem függ az oldat koncentrációjától. A K disszociációs állandó egy gyenge elektrolit - sav vagy bázis - disszociációs reverzibilis folyamatának egyensúlyi állandója. A savak disszociációs állandóját savassági állandónak, a bázisok disszociációs állandóját bázikussági állandónak is nevezik. A gyenge elektrolitok disszociációs állandóinak értékeit a szabványos körülményekre vonatkozó táblázatok adják meg.
A disszociációs (bázisossági) állandót egy adott gyenge elektrolit oldatában lévő ionok egyensúlyi koncentrációinak szorzata és a nem disszociált molekulák koncentrációja fejezi ki:
A disszociációs állandó a gyenge elektrolitok relatív erősségének mértéke: minél alacsonyabb, annál gyengébb az elektrolit. A gyenge bináris elektrolit állandója és disszociációs foka közötti kapcsolat engedelmeskedik Ostwald hígítási törvénye:
Az elektrolitikus disszociáció szempontjából a savak olyan elektrolitok, amelyek vizes oldatokban pozitív töltésű hidrogén-nionokat és savmaradék-anionokat képeznek. A hidrogénionok a savakra jellemzőek és meghatározzák tulajdonságaikat. Savak, amelyek erős elektrolitok: salétrom-HNO 3, sósav sósav, hidrogén-bromid HBr, hidrogén-jodid HJ, kénsav H 2 SO 4, mangán HMnO 4 és mások.
Lényegesen több a gyenge elektrolit, mint az erős. A gyenge elektrolitok a savak: kénes H 2 SO 3, hidrogén-fluorid, szén H 2 CO 3, hidrogén-szulfid H 2 S, ecetsav CH 3 COOH stb. A többbázisú savak fokozatosan disszociálnak. Példák a savas disszociációra:
HCl = H + + Cl -
CH 3 COOH CH 3 COO - + H +
I. szakasz: H 2 SO 3 H + + HSO 3 -
vagy H 2SO 3 2H + + SO 3 2-,
II. szakasz: HSO 3 - H + + SO 3 2 -
Az elektrolitikus disszociáció szempontjából a bázisok olyan elektrolitok, amelyek negatív töltésű hidroxidionokat OH - és fémkationokat képeznek vizes oldatokban. A hidroxidionok határozzák meg a bázisok általános tulajdonságait. Az egynél nagyobb kationvegyértékű bázisok fokozatosan disszociálnak. Az erős elektrolitok olyan bázisok, amelyekben a kationok alkáli- és alkáliföldfémek, a Be(OH) 2 és Mg(OH) 2 kivételével.
A bázisok általában gyenge elektrolitok, különösen azok, amelyeket amfoter fémek képeznek. Az amfoter hidroxidok savas környezetben bázisként, lúgos környezetben savként disszociálnak. Példák bázisok és amfoter hidroxidok disszociációjára:
NaOH = Na + + OH -
1. Fe(OH) 2 FeOH + +OH -
II. cikk FeOH + Fe 2+ + OH - vagy Fe(OH) 2 Fe 2+ + 2OH -
Zn 2+ + 2OH - Zn(OH) 2 H 2 ZnО 2 2H + + ZnO 2 2-
A sók olyan elektrolitok, amelyek a vízben pozitív fémionokká és egy savas maradék negatív ionjaivá disszociálnak. Minden vízben jól oldódó só erős elektrolit. Példák normál (közepes), savas, bázikus, komplex és kettős sók disszociációjára:
KBr = K++Br-; K3=3K++3-;
NaHCO 3 = Na + + HCO 3-; KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2- .
АlOHCl 2 =АlОН 2+ +2С1 - ;
A különféle reakciók tanulmányozása, főleg nem vizes közegben, általánosabb elképzelések megalkotásához vezetett a savakkal és bázisokkal kapcsolatban. A savak és bázisok egyik legfontosabb modern elmélete a protonelmélet, amely szerint a sav protondonor, vagyis olyan részecske (molekula vagy ion), amely képes hidrogéniont - protont - adományozni, ill. bázis proton akceptor, azaz. protont befogadni képes részecske (molekula vagy ion). Például reagálva:
HC1+NH 3 = NH 4 + + Cl -
a C1 - ion a HCl sav konjugált bázisa, az NH 4 + ion pedig az NH 3 bázis konjugált sava. Az elektrolit oldatokban az ionok között reakciók mennek végbe, amelyekre az oldott anyagok molekulái bomlanak le. A reakciókat három formában írják le: molekuláris, teljes ion-molekuláris és rövidítve ion-molekuláris. Az erős elektrolitokat ionok, közepes és gyenge elektrolitok, csapadék és gázok formájában írják le - molekulák formájában. A reakció lényegét a rövidített ion-molekula egyenlet tükrözi, amely csak a közvetlenül reagáló részecskéket jelzi, és nem jelöli azokat az ionokat és molekulákat, amelyek koncentrációja nem változik jelentősen. Az elektrolitok közötti reakciók gáz, csapadék vagy gyengébb képződés felé haladnak
elektrolit.
Példa elektrolit oldatokban végbemenő reakcióra: erős salétromsav semlegesítése gyenge bázissal (ammónium-hidroxid). A reakció molekuláris egyenlete:
HNO 3 + NH 4 OH = NH 4 NO 3 + H 2 O.
Ebben a reakcióban az erős elektrolitok a salétromsav és a keletkező ammónium-nitrát só, amelyek ionok formájában íródnak le, a gyenge elektrolitok pedig az ammónium-hidroxid és a víz, amelyek molekulák formájában íródnak le. A teljes ion-molekula egyenlet:
H + + NO 3 - + NH 4 OH = NH 4 + + NO 3 - + H 2 O.
Amint látható, csak az NO 3 -ionok nem változnak a reakció során, kizárva őket, a rövidített ion-molekula egyenletet írjuk le:
H + + NH 4 OH = NH 4 + + H 2 O.
Gyakorlati rész
Ion-molekulacsere reakciók
Az elektrolitoldatok közötti reakciókat az utasításoknak megfelelően hajtsa végre. Ehhez öntsön 7-8 cseppet egy reagensből egy kémcsőbe, és adjon hozzá 7-8 csepp másik reagenst. Figyeljük meg a reakció jeleit: kiválás, gázkibocsátás vagy szagváltozás (alacsony disszociációjú anyag képződésére utal).
Ezután a megfigyelt jeleknek megfelelően osztályozza a reakciót a 3 típus egyikébe:
1) ioncsere reakciók enyhén oldódó anyag (csapadék) képződésével;
2) ioncsere reakciók gáz felszabadulással;
3) ioncsere reakciók gyenge elektrolit képződésével.
Írjon le minden reakciót 3 formában:
a) molekuláris,
b) teljes ion-molekuláris,
c) rövidítve ion-molecular.
Vonjon le következtetést az ioncsere reakciók irányáról!
Feladat lista:
| 1. CH 3 COONa + H 2 SO 4 2. NaNO 2 + H 2 SO 4 3. MgCl 2 + Na 3 PO 4 4. NH 4 Cl + KOH 5. Na 2 CO 3 + HCl 6. Na 2 CO 3 + Ba(NO 3) 2 7. (CH 3 COO) 2 Pb+HCl 8. Hg(NO 3) 2 +NaOH 9. H 2 SO 4 +BaCl 2 10. NaCl+Pb(NO 3) 2 11. NiSO 4 +KOH 12. NaNO 2 +HCl 13. Bi(NO 3) 3 +KOH 14. Na 2 S+CdCl 2 15. Bi(NO 3) 3 +Na 2 S 16. CoSO 4 +KOH 17. CuSO 4 +KOH 18. Na 2 CO 3 + HNO 3 19. K 2 CrO 4 + CuSO 4 20. K 2 CrO 4 + MnSO 4 21. K 2 CrO 4 + NiSO 4 22. K 2 CO 3 + MnSO 4 23. Na 2 SO 3 + HCl | 24. Hg(NO 3) 2 + Na 2 S 25. NiSO 4 + NH 4 OH 26. NiSO 4 + NH 4 OH felesleg 27. AlCl 3 + KOH 28. FeCl 3 + Na 3 PO 4 29. K 2 CrO 4 + Ba(NO 3) 2 30. NaNO 2 +HNO 3 31. MgCl 2 + NaOH 32. CuSO 4 + NH 4 OH 33. CuSO 4 + NH 4 OH ex 34. AlCl 3 +KOH ex 35. Pb(NO 3 ) 2 +KI 36. CH 3 COOK+ HCl 37. Al 2 (SO 4) 3 + NaOH 38. Al 2 (SO 4) 3 + NaOH ex 39. CoSO 4 + Na 2 S 40. Pb(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 41. Na 3 PO 4 + CuSO 4 42. CH 3 COOK+ HNO 3 43. CH 3 COOH + KOH 44. CoSO 4 + NH 4 OH 45. CoSO 4 + NH 4 OH ex 46. Hg(NO 3 ) 2 + KI | 47. Hg(NO 3) 2 + KI ext 48. CdCl 2 + NH 4 OH 49. CdCl 2 + NH 4 OH ext 50. NaHCO 3 + HNO 3 51. ZnSO 4 + BaCl 2 52. ZnSO 4 + KOH 53. ZnSO 4 +KOH ex 54. (CH 3 COO) 2 Pb+ H 2 SO 4 55. NaHCO 3 + H 2 SO 4 56. (NH 4) 2 SO 4 + KOH 57. K 2 CO 3 + H 2 SO 4 58 (NH 4) 2 SO 4 + NaOH 59. K 2 CO 3 + HCl 60. CrCl 3 + KOH 61. CrCl 3 +KOH ex 62. ZnCl 2 + NaOH 63. ZnCl 2 + NaOH ex 64. MnSO 4 + KOH 65 MnSO 4 + Na 3 PO 4 66. Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 67. K 2 CO 3 + CH 3 COOH 68. Na 2 CO 3 + CH 3 COOH 69. NaHCO 3 + CH 3 COOH . |
6. sz. laboratóriumi munka
A rövidített H + + OH − = H 2 O ionegyenlet a salétromsav és a következő kölcsönhatásnak felel meg:
1) nátrium-oxid
2) réz-hidroxid
3) nátrium-hidroxid
Válasz: 3
Magyarázat:
A salétromsav erős sav, ezért szinte minden molekulája H + kationokra és NO 3 − anionokra disszociál. Erős vízoldható bázisok, azaz hidroxidionokká disszociálnak OH −. lúgok. A feladatban bemutatott válaszlehetőségek közül a nátrium-hidroxid alkalmas, amely vizes oldatban Na + -ra és OH -ra bomlik.
A NaOH és HNO 3 reakciójának teljes ionegyenlete: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. Ugyanazokat az ionokat redukálva a bal és a jobb oldalon az egyenletben , megkapjuk a feladatban bemutatott rövidített ionegyenletet. Ez a reakció egy alacsony disszociációjú anyag - víz - képződése miatt következik be.
A nátrium-oxid vízben nem disszociál, hanem reakcióba lép vele, lúgot képezve:
Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH.
A réz-hidroxid oldhatatlan bázis, ezért vízben nem disszociál.
Teljes ionegyenlet: Cu(OH) 2 + 2H + + 2NO 3 − = Cu 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O
Rövidített ionegyenlet: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O
A vízben oldódó KNO 3 só disszociáció során nem termel hidroxidionokat. Erős elektrolit lévén K + kationokra és NO 3 − anionokra bomlik
Csapadék képződik, ha kénsavat adunk az ionokat tartalmazó oldathoz:
1) NH 4 + és NO 3 -
2) K + és SiO 3 2−
Válasz: 2
Magyarázat:
A kénsav erős elektrolit, vízben ionokra disszociál: H + és SO 4 2-. Amikor a H + kationok kölcsönhatásba lépnek SiO 3 2− anionokkal, vízben oldhatatlan kovasav H 2 SiO 3 képződik.
A kénsav SO 4 2- savas maradéka nem képez csapadékot a javasolt kationokkal, amint az a savak, bázisok és sók vízben való oldhatóságának táblázatából ellenőrizhető.
A H + kation a SiO 3 2− kivételével szintén nem képez csapadékot a javasolt anionokkal.
A Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 rövidített ionegyenlet a következő kölcsönhatásnak felel meg:
1) CuSO 4 (p-p) és Fe(OH) 3
2) CuS és Ba(OH)2 (p-p)
3) CuCl 2 (p-p) és NaOH (p-p)
Válasz: 3
Magyarázat:
Az első esetben a réz-szulfát CuSO 4 és a vas(III)-hidroxid Fe(OH) 3 közötti reakció nem megy végbe, mivel a vas-hidroxid oldhatatlan bázis, és nem disszociál vizes oldatban.
A második esetben a reakció szintén nem megy végbe a réz-szulfid CuS oldhatatlansága miatt.
A harmadik lehetőségnél a réz(II)-klorid és a NaOH közötti cserereakció a Cu(OH)2 kiválása miatt megy végbe.
A reakcióegyenlet molekuláris formában a következő:
CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl.
Ennek a reakciónak az egyenlete teljes ionos formában:
Cu 2+ + 2Cl − + 2Na + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl − .
A teljes ionegyenlet bal és jobb oldalán lévő azonos Na + és Cl - ionok törlésével a rövidített ionegyenletet kapjuk:
Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓
A CuO (II) réz-oxid, amely egy átmeneti fém oxidja (IA csoport), nem lép kölcsönhatásba vízzel, mivel nem képez oldható bázist.
A réz(II)-klorid és a kálium-hidroxid oldatának kölcsönhatása a rövidített ionegyenletnek felel meg:
1) Cl − + K + = KCl
2) CuCl 2 + 2OH − = Cu(OH) 2 + 2Cl −
3) Cu 2+ + 2KOH = Cu(OH) 2 + 2K +
Válasz: 4
Magyarázat:
A réz(II)-klorid és a kálium-hidroxid molekuláris formájú oldatai közötti cserereakció a következőképpen írható le:
CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2KCl
A reakció a kék Cu(OH) 2 csapadék kiválása miatt megy végbe.
A CuCl 2 és a KOH oldható vegyületek, így oldatban ionokra bomlanak.
Írjuk fel a reakciót teljes ionos formában:
Cu 2+ + 2Cl − + 2K + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Cl − + 2K +
Ugyanazokat az ionokat 2Cl − és 2K + redukáljuk
balra és jobbra a teljes ionos egyenlettől, és megkapjuk a rövidített ionos egyenletet:
Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓
A KCl, CuCl 2 és KOH oldható anyagok, vizes oldatban kationokká és anionokká szinte teljesen disszociálnak. Más javasolt válaszlehetőségekben ezek a vegyületek nem disszociált formában jelennek meg, így az 1., 2. és 3. lehetőség nem megfelelő.
Milyen rövidített ionegyenlet felel meg a nátrium-szilikát és a salétromsav reakciójának?
1) K + + NO 3 − = KNO 3
2) H + + NO 3 − = HNO 3
3) 2H + + SiO 3 2- = H 2 SiO 3
Válasz: 3
Magyarázat:
A nátrium-szilikát reakcióját salétromsavval (cserereakció) molekuláris formában a következőképpen írjuk le:
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaNO 3
Mivel a nátrium-szilikát oldható só és a salétromsav erős, mindkét anyag oldatban ionokká disszociál. Írjuk fel a reakciót teljes ionos formában:
2Na + + SiO 3 2− + 2H + + 2NO 3 − = H 2 SiO 3 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −
SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓
A többi javasolt lehetőség nem tükrözi a reakció jelét - a csapadékot. Ezenkívül a bemutatott válaszlehetőségekben a KNO 3 és K 2 SiO 3 oldható sók, valamint az erős sav HNO 3 nem disszociált formában szerepelnek, ami természetesen helytelen, mivel ezek az anyagok erős elektrolitok.
A Ba 2+ + SO 4 2− =BaSO 4 rövidített ionegyenlet megfelel a kölcsönhatásnak.
1) Ba(NO 3) 2 és Na 2 SO 4
2) Ba(OH)2 és CuSO 4
3) BaO és H2SO4
Válasz: 1
Magyarázat:
A bárium-nitrát és a nátrium-szulfát reakciója (cserereakció) molekuláris formában a következőképpen írható le:
Ba(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaNO 3
Mivel a bárium-nitrát és a nátrium-szulfát oldható sók, mindkét anyag oldatban ionokká disszociál. Írjuk fel a reakciót teljes ionos formában:
Ba 2+ + 2NO 3 − + 2Na + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −
Az egyenlet bal és jobb oldalán lévő Na + és NO 3 − ionokat redukálva a rövidített ionegyenletet kapjuk:
Ba 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓
A bárium-hidroxid és a réz-szulfát reakciója (cserereakció) molekuláris formában a következőképpen írható le:
Ba(OH) 2 + CuSO 4 = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓
Két csapadék képződik. Mivel a bárium-hidroxid és a réz-szulfát oldható anyagok, mindkettő oldatban ionokká disszociál. Írjuk fel a reakciót teljes ionos formában:
Ba 2+ + 2OH − + Cu 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓
A bárium-oxid reakciója kénsavval (cserereakció) molekuláris formában a következőképpen írható le:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
Mivel a BaO egy oxid, és nem disszociál a vízben (a BaO vízzel reagálva lúgot képez), ezért a BaO képletét disszociálatlan formában írjuk le. A kénsav erős, ezért oldatban H + kationokká és SO 4 2− anionokká disszociál. A reakció a bárium-szulfát kicsapódása és egy alacsony disszociációjú anyag képződése miatt megy végbe. Írjuk fel a reakciót teljes ionos formában:
BaO + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O
Itt sincsenek azonos ionok az egyenlet bal és jobb oldalán, és nem lehet semmit redukálni, akkor a redukált ionos egyenlet ugyanúgy néz ki, mint a teljes.
A bárium-karbonát reakcióját kénsavval (cserereakció) molekuláris formában a következőképpen írjuk le:
BaCO 3 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O
A reakció a csapadék képződése, a gáz felszabadulása és az alacsony disszociációjú vegyület - víz - képződése miatt megy végbe. Mivel a BaCO 3 egy oldhatatlan só, ezért oldatban nem bomlik ionokká, a BaCO 3 képletet molekuláris formában írjuk. A kénsav erős, ezért oldatban H + kationokká és SO 4 2− anionokká disszociál. Írjuk fel a reakciót teljes ionos formában:
BaCO 3 + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O
A teljes ionos egyenlet ugyanaz, mint a rövidített egyenlet, mivel az egyenlet bal és jobb oldalán nincsenek azonos ionok.
A Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3 rövidített ionegyenlet megfelel a kölcsönhatásnak.
1) bárium-szulfát és kálium-karbonát
2) bárium-hidroxid és szén-dioxid
3) bárium-klorid és nátrium-karbonát
4) bárium-nitrát és szén-dioxid
Válasz: 3
Magyarázat:
A bárium-szulfát BaSO 4 és a kálium-karbonát K 2 CO 3 közötti reakció nem megy végbe, mivel a bárium-szulfát egy oldhatatlan só. Két só cseréjének szükséges feltétele mindkét só oldhatósága.
A bárium-hidroxid Ba(OH) 2 és a szén-dioxid CO 2 (savas oxid) reakciója a BaCO 3 oldhatatlan só képződése miatt megy végbe. Ez egy lúg reakciója savas oxiddal só és víz képződéséhez. Írjuk fel a reakciót molekuláris formában:
Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O
Mivel a bárium-hidroxid oldható bázis, oldatban Ba 2+ kationokra és OH − hidroxid ionokra disszociál. A szén-monoxid vízben nem disszociál, ezért az ionos egyenletekben a képletét molekuláris formában kell felírni. A bárium-karbonát egy oldhatatlan só, ezért az ionos reakcióegyenletben molekuláris formában is írjuk. Így a bárium-hidroxid és a teljesen ionos szén-dioxid közötti reakció a következő:
Ba 2+ + 2OH − + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O
Mivel az egyenlet bal és jobb oldalán nincsenek azonos ionok, és lehetetlen bármit is redukálni, a redukált ionos egyenlet ugyanúgy néz ki, mint a teljes.
A bárium-klorid reakcióját nátrium-karbonáttal (cserereakció) molekuláris formában a következőképpen írjuk le:
BaCl 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ↓ + 2NaCl
Mivel a bárium-klorid és a nátrium-karbonát oldható sók, mindkét anyag oldatban ionokká disszociál. Írjuk fel a reakciót teljes ionos formában:
Ba 2+ + 2Cl − + 2Na + + CO 3 2- = BaCO 3 ↓ + 2Na + + 2Cl −
Az egyenlet bal és jobb oldalán lévő Na + és Cl - ionok törlésével a rövidített ionegyenletet kapjuk:
Ba 2+ + CO 3 2- = BaCO 3 ↓
A bárium-nitrát Ba(NO 3) 2 és a szén-dioxid CO 2 (sav-oxid) reakciója vizes oldatban nem megy végbe. A vizes oldatban lévő szén-dioxid CO 2 gyenge instabil szénsavat képez, amely nem képes kiszorítani az erős HNO 3 -ot a Ba(NO 3) 2 sóoldatból.
