Elektrolitička disocijacija ionskih reakcija. Učitelj fizike. Mehanizam elektrolitičke disocijacije ionskih spojeva

Elektrolitička disocijacija - To je proces raspadanja molekula elektrolita na ione pod djelovanjem polarnih molekula razbijača.

Struja– procesi, otapanje vode i vodeni procesi koji se provode električnim mlazom. Pred njima se vidi raspadanje kiselina, topljenje i raspadanje livada i soli. Neelektroliti- Molim vas, recite mi da ne izvodim elektrošokove. Oni mogu čuti mnogo organskih govora.

Nazivaju se elektroliti koji praktički potpuno disociraju s ionima snažan; Elektroliti koji često disociraju s ionima nazivaju se slab. Za brzu procjenu težine disocijacije uveden je pojam stadija disocijacije. faza disocijacije Elektrolitom se naziva omjer broja molekula koje su se raspale na ione prema ukupnom broju molekula koje su u raspadu.

Odredite stupanj disocijacije ( α ) pojavljuju se u dijelovima jednog ili %:

de n- Broj čestica identificiranih elektrolitičkom disocijacijom;

n 0 – broj čestica u obitelji je velik.

Jaka struja - Mayzhe sve soli, bazične baze ( NaOH, KOH, Ba(OH) 2 i anorganske kiseline ( H 2 TAKO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, BOK unutra) .

Slaba struja– neprekinuti temelji N.H. 4 OH, anorganske kiseline ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 P.O. 4 i ín), organske kiseline i vodu H 2 O.

Jaki elektroliti disociraju iz njih praktički potpuno (pa je proces disocijacije nepovratan) i to u jednoj fazi:

HCl = H + + Cl – H 2 TAKO 4 = 2H + + PA 4 2–

Slabi elektroliti često disociraju (pa je proces disocijacije obrnut) i slično često . Na primjer, za bogate bazične kiseline stadija kože, potrebno je ukloniti jedan ion vode:

1. H 2 TAKO 3 ⇄ H + +HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + PA 3 2-

Dakle, broj stupnjeva bogatih kiselinskih baza određen je baznošću kiseline (ili brojem iona u vodi), a broj stupnjeva bogatih kiselinskih baza određen je kiselošću baze (ili brojem hidroksilne skupine): N.H. 4 OH ⇄ N.H. 4 + + OH – . Proces elektrolitičke disocijacije završava uspostavom kemijske ravnoteže u sustavu koju karakterizira konstanta ravnoteže:

Konstanta jednaka procesu elektrolitičke disocijacije naziva se konstanta disocijacije - Prije D. Konstanta disocijacije ovisi o prirodi elektrolita, prirodi izvora, temperaturi, te ovisi o koncentraciji elektrolita.

između Prije Dі α Ovo je podrijetlo kolkis veze:

(13)

Odnos (13) naziva se Ostwaldov zakon razrjeđenja: Stupanj disocijacije slabog elektrolita raste s razrjeđivanjem.

Za slabe elektrolite, ako je α  1, Prije D = α 2 Z.

Voda je slab elektrolit, pa disocira obrnuto:

H 2 O ⇄ H + + OH – ∆ H= +56,5 kJ/mol

Konstanta disocijacije vode:

Razina disocijacije vode je vrlo niska (to je vrlo slab elektrolit). Prisutan je veliki višak zaostale vode, a na njegovu koncentraciju može utjecati konstantna vrijednost i postati
zatim

Prije D [ H 2 O] = [ H + ]∙[ OH - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ OH - ] = 10 -14 = K W– opskrba ionskom vodom

Budući da voda ima jednake koncentracije kationa i hidroksidnih iona, tada: [ H + ] = [ OH - ] =
.

Razgradnjom drugih tvari (kiselina, baza, soli) u vodi mijenja se koncentracija iona N + ili drugo VIN broj – , a njihovi dodaci su zauvijek lišeni konstante i jednaki su 10 -14 pri T = 25 0 C. Koncentracija iona N + Može postojati nešto kiselosti ili određeni stupanj profinjenosti. U tu svrhu pozovite vikoryst’s water show: pH = - lg[ H + ]. Na takav način vodeni show- Ovo je deseti logaritam koncentracije iona u vodi, uzet s okretnim predznakom.

Ovisno o koncentraciji iona voda se dijeli na tri medija.

U neutralan sredini [ H + ] = [ OH - ]= 10 -7 mol/l, pH = -lg 10 -7 = 7 . Ova sredina nije karakteristična za čistu vodu, već za neutralne podjele. U kiselo Rozchinakh [ H + ] > 10 -7 mol/l, pH< 7 . U kiselim sredinama pH varira između 0 < рН < 7 . U livade sredini [ H + ] < [ОН – ] і [ H + ] < 10 -7 mol/l, zatim, pH > 7. Između promjena pH: 7 < рН < 14 .

Reakcije ionske izmjene (RÍO)- To su reakcije između iona koje se javljaju u vodenim izvorima elektrolita. Glavni faktor reakcija izmjene je da elementi koji ulaze u skladište reaktanata ne mijenjaju svoj stupanj oksidacije. Reakcije ionske izmjene su ireverzibilne reakcije i nastavljaju se usput: 1) stvaranje govora niskog stupnja; 2) vizija govora nalik plinu; 3) stvaranje slabog elektrolita.

Kada je PIO podvrgnut duljem punjenju, oni se vežu i uklanjaju iz područja reakcije. Ozbiljnost reakcija ionske izmjene izražava se uz pomoć ionskih razina koje, osim molekularnih, pokazuju relevantne sudionike reakcije. Kada se ionske razine formiraju, tragovi se liječe jer se riječi koje su nisko disocirajuće, nisko destruktivne (koje padaju u opsadu) i slične plinu bilježe u molekularnom obliku. Jaki elektroliti se bilježe kao ioni. Stoga je pri pisanju ovih knjiga potrebno koristiti tablicu raspodjele soli i baza u vodi.

Hidroliza- Ovo je proces interakcije iona soli s molekulama vode, što dovodi do stvaranja spojeva niske disocijacije; Nazovimo to reakcijom ionske izmjene. Soli koje se mogu hidrolizirati su:

slaba kiselina i jaka baza ( NaCH 3 GUGUTATI, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );

slabe baze i jake kiseline ( N.H. 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

slaba baza i slaba kiselina ( N.H. 4 CN, N.H. 4 CH 3 GUGUTATI).

Soli otopljene u jakoj kiselini i jakoj bazi nisu podložne hidrolizi: Na 2 TAKO 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ itd.

Hidroliza soli s većom koncentracijom iona N + ili drugo VIN broj – . To dovodi do iscrpljivanja ionske vode i prisutnosti soli u prirodi soli, što uzrokuje razgradnju kiselog ili mlakog medija (povoljne primjene za rješavanje problema).

Tijekom lekcije naučit ćemo temu „Elektrolitička disocijacija. Reakcije ionske izmjene. Pogledajmo teoriju elektrolitičke disocijacije i razumijevanje važnosti elektrolita. Poznato iz fizičke i kemijske teorije nesklada. Pogledajmo svjetlosnu teoriju elektrolitičke disocijacije stvaranja baza, kiselina i soli, kao i tijeku stvaranja jednake reakcije ionske izmjene i razumijevanja uma i njihove nepovratnosti.

Tema: Raspodjela njihove koncentracije, disperzni sustavi, elektrolitička disocijacija

Lekcija: Elektrolitička disocijacija. Reakcije ionske izmjene

1. Fizikalna i kemijska teorija nesklada

Čak iu zoru ugradnje električnih kutija, primijećeno je da se žice mogu izvesti ne samo metalom, već i uništavanjem. Ale ne svi. Dakle, u vodi, kuhinjskoj soli i drugim solima, u prisutnosti jakih kiselina i u vodi, dobro je provoditi strujanje. Obrada kiseline, ugljične kiseline i plina kisika provodi se intenzivnije. A os razaranja alkohola, voća i većine drugih organskih tvari uopće ne provodi strujni udar.

Električni udar - usklađivanje toka visokonabijenih čestica. U metalima se takav kolaps događa zbog prisutnosti slobodnih elektrona, elektronskog plina. Nije bila loša ideja izvesti struju u zgradi.

Struja - cerechovini, rozchini chi rozmelti yakikh za provođenje električnog strujanja.

Neelektroliti - cerechovini, rozchini chi rozmelti yakikh za provođenje električnog strujanja.

Da biste opisali električnu vodljivost različitih uređaja, razmislite o čemu se radi. Sve do kraja 19. stoljeća postojale su dvije glavne teorije nesloge:

· Fizički. Dovoljno ovoj teoriji, razvoj - Ovo je čisto mehanička mješavina komponenata i nema interakcije među česticama. Vaughn je dobro opisao moć elektrolita, ali je bilo malo poteškoća u opisivanju podjela elektrolita.

· Kemijski. U skladu s ovom teorijom, kada se oslobodi, dolazi do kemijske reakcije između tvari i agensa. To potvrđuje prisutnost toplinskog učinka kada se boja promijeni. Na primjer, kada se bezvodni bijeli sulfat meda otopi, stvara se zaraza plavim mrljama.

Istina je bila uhvaćena između dvije krajnje točke. Zokrema uključuje i kemijski i fizički proces.

Mali 1. Svante Arrhenius

Godine 1887. švedski fiziko-kemičar Svante Arrhenius (Sl. 1) proučavao je električnu vodljivost izvora vode, otkrivši da se u takvim izvorima vode čestice raspadaju na nabijene čestice - ione koji se mogu prenijeti na elektrodu ív - negativno nabijenu katodu i pozitivan.

To je uzrok strujnog udara u slučajevima. Taj se proces naziva elektrolitička disocijacija (doslovno prevedeno - cijepanje, odvijanje pod utjecajem struje). Ovaj naziv također govori da se disocijacija događa pod utjecajem električne struje. Daljnja istraživanja pokazala su da to nije tako: oni nisu nositelji naboja u razbijaču i jasno je da ne moraju proći kroz razbijač. Uz aktivno sudjelovanje Svante Arrheniusa, formulirana je teorija elektrolitičke disocijacije, koja se često naziva njegovim imenom. Glavna ideja ove teorije leži u činjenici da se pod utjecajem krivca elektroliti spontano raspadaju u ione. I oni sami nose naboj i pokazuju električnu vodljivost.

2. Osnovne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije

1. Elektroliti u kućanstvima, pod utjecajem razdjelnika, nenamjerno se raspadaju na ione. Ovaj proces se zove elektrolitička disocijacija. Do disocijacije može doći i tijekom taljenja čvrstih elektrolita.

2. Pojavljuju se kao atomi iza skladišta i vlasti. U industriji vode nalaze se u hidratiziranom stanju. Ioni u hidratiziranom stanju natječu se s vlastima protiv iona u plinovitom stanju Republike. To se objašnjava na sljedeći način: u tim spojevima već su prisutni kationi i anioni. Kada se otopi, molekula vode počinje se približavati nabijenim ionima: s pozitivnim polom - na negativni ion, negativni pol - na pozitivno. Zovu se hidratizirani (slika 2).

3. U slomovima ili topljenjima elektrolita kolabiraju kaotično, ali kada prođe električna struja, kolabiraju izravno: kationi - na katodu, anioni - na anodu.

3. Baze, kiseline, soli u svjetlosnoj teoriji elektrolitičke disocijacije

Lagana teorija elektrolitičke disocijacije može identificirati određene spojeve, kiseline i soli kao elektrolite.

Osnove- kao rezultat elektrolita, kao rezultat disocijacije u izvorima vode nastaje samo jedna vrsta aniona: hidroksidni anion: OH-.

NaOH ↔ Na+ + OH−

Često se događa disocijacija baza, koja zamjenjuje niz hidroksilnih skupina:

Ba(OH)2↔ Ba(OH)+ + OH− Prvi stupanj

Ba(OH)+ ↔ Ba2+ + 2OH− Drugi stupanj

Ba(OH)2↔ Ba2+ + 2 OH− Sažetak

kiseline - Kao rezultat elektrolita, zbog disocijacije vode, nastaje samo jedna vrsta kationa: H+. Vodeni ion je sam hidratacijski proton i označava H3O+, ili radi jednostavnosti pišemo H+.

HNO3↔ H+ + NO3−

Bazične kiseline često disociraju u sljedećim fazama:

H3PO4↔ H+ + H2PO4- Prvi stupanj

H2PO4- ↔ H+ + HPO42- Drugi stupanj

HPO42-↔ H+ + PO43- Treća faza

H3PO4↔ 3H+ + PO43-Razina sažetka

Sol - To su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju na metalne katione i anione kiselog suviška.

Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42−

Srednje soli - To su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju na metalne katione ili amonijeve katione i anione kiselinskog suviška.

Bazične soli - To su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju na metalne katione, hidroksidne anione i anione kiselog suviška.

Kisele soli - To su elektroliti koji u vodenim spojevima disociraju na metalne katione, katione vode i kiselinske anione.

Podmorske soli - To su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju na katione metala i anione kiselog suviška.

KAl(SO4)2↔ K+ + Al3+ + 2SO42

Miješane soli - To su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju na metalne katione i anione kiselih ostataka.

4. Jaki i slabi elektroliti

Elektrolitička disocijacija je ista kao u drugom svijetu - proces vukodlaka. Međutim, kod nesređenih radnji jednaka je rastavljenost znatno istisnuta od oblika koji se rastavlja. U slučaju takvih elektrolita, disocijacija se odvija gotovo nepovratno. Stoga se pri pisanju ljubomore na disocijaciju takvih govora piše ili kao znak ljubomore ili kao ravna strelica, što znači da je reakcija gotovo neopoziva. Takvi se govori nazivaju snažna elektroliti.

Slab nazivaju se elektroliti, kod kojih se malo opaža disocijacija. U času pisanja stvara se predznak negativnosti. Stol 1.

Za brzu procjenu snage elektrolita, isporučen je koncept elektrolitički stupanjdisocijacija.

Snaga elektrolita može se karakterizirati i za pomoć kemijske konstante disocijacija. Zove se konstanta disocijacije.

Službenici koji ulaze u fazu elektrolitičke disocijacije:

· Priroda elektrolita

· Koncentracija elektrolita u različitim

· Temperatura

Pri višim temperaturama i većim razrjeđenjima povećava se stupanj elektrolitičke disocijacije. Stoga se snaga elektrolita može procijeniti samo uspoređujući ih s vlastitim umovima. Za standard se uzima t = 180S i z = 0,1 mol/l.

5. Reakcije ionske izmjene

Ozbiljnost reakcije kod različitih vrsta elektrolita ogleda se u različitim razinama. Može se cijeniti činjenica da u jednoj vrsti elektriciteta postoje i ioni. A slabi elektroliti i nerazdvojeni govor bilježe se u obliku koji je disociran na ione. Ovisnost elektrolita u vodi ne može se smatrati kriterijem njegove čvrstoće. U vodi ima puno anorganskih soli i jakih elektrolita, ali čini se da je koncentracija iona u vodi još niska zbog njihove niske ozbiljnosti. Štoviše, kada se zapisuju reakcije na sudjelovanje u takvim govorima, one se bilježe u nerazdvojenim oblicima .

Reakcije u različitim elektrolitima odvijaju se izravnim vezanjem iona.

Ovdje je popis oblika ionske veze:

1. Završetak opsade

2. Plinski vid

3. Pretvorba slabog elektrolita.

· 1. Uspostava opsade:

BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3↓ + 2NaCl.

Ba2++2Cl - + 2Na++CO32-→ BaCO3↓ + 2Na++2Cl- vanjska ionska razina

Ba2+ + CO32-→ BaCO3↓ skraćena razina iona.

Ukratko, ova studija pokazuje da u interakciji s bilo kojim drugim polu-semiklom, koji sadrži ion Ba2+, druga polovica, koja sadrži karbonatni anion CO32-, rezultira nenamjernim precipitatom BaCO3↓.

· 2. Plinski vid:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2&

Skraćena ionska jednadžba H + + OH − = H 2 O prikazuje interakciju dušične kiseline s:

1) natrijev oksid

2) bakrov hidroksid

3) natrijev hidroksid

Vrsta: 3

Obrazloženje:

Dušična kiselina je jaka kiselina i gotovo sve njezine molekule disociraju na H + katione i NO 3 − anione. Na hidroksidne ione OH - disociraju jako disocijativne baze u vodi za piće, zatim. livade Sve verzije rezultata koje daje biljka uključuju natrijev hidroksid, koji se u vodi razgrađuje na Na + i OH −.

Vanjska ionska reakcija NaOH i HNO 3: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. Međutim, skrativši lijevo i desno u istim ionima, skraćeno izjednačenje iona dano je u datom . Ova reakcija nadilazi proces stvaranja govora niske disocijacije – vode.

Natrijev oksid ne disocira iz vode, ali reagira s njom u prisutnosti vode:

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH.

Medij hidroksid je anorganska baza i ne disocira u vodi.

Vanjska razina iona Cu(OH) 2 + 2H + + 2NO 3 − = Cu 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O

Skraćena ionska jednadžba: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

Kada se disocira s vodom, sol KNO 3 ne proizvodi hidroksidne ione. Budući da je jak elektrolit, raspada se na katione K + i anione NO 3 −

Talog se taloži kada se sumporna kiselina doda do točke gdje se može ukloniti:

1) NH 4 + i NO 3 −

2) K + i SiO 3 2−

Vrsta: 2

Obrazloženje:

Sumporna kiselina je jak elektrolit i u vodi disocira na ione: H + i SO 4 2-. U interakciji H + kationa s anionima SiO 3 2 nastaje silicijeva kiselina H 2 SiO 3 koja nije topiva u vodi.

Kiselinski suvišak sumporne kiseline SO 4 2- ne eliminira ostatke karboniziranih kationa, što se može provjeriti u tablici razgradnje kiselina, baza i soli u vodi.

H + kation, kao i SiO 3 2−, također ne eliminiraju otpad od taloženih aniona.

Skraćena ionska jednadžba Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 označava interakcije između:

1) CuSO 4 (p-p) i Fe(OH) 3

2) CuS i Ba(OH) 2 (p-p)

3) CuCl 2 (p-p) i NaOH (p-p)

Vrsta: 3

Obrazloženje:

U prvoj fazi ne teče reakcija između bakrenog sulfata CuSO 4 i slanog hidroksida (III) Fe(OH) 3, jer je slani hidroksid neodvojiva baza i ne disocira u vodenoj otopini.

U drugom slučaju, reakcija također ne teče kroz nedisocijaciju bakrenog sulfida CuS.

U trećoj opciji, reakcija izmjene između bakrovog (II) klorida i NaOH odvija se taloženjem Cu(OH) 2.

Reakcija u molekularnom obliku izgleda ovako:

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl.

Reakcija jednake cijene za novi ionski izgled:

Cu 2+ + 2Cl − + 2Na + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl − .

Međutim, nakon skraćenja iona Na + i Cl − u lijevom i desnom dijelu konstantne ionske ravnoteže, ionska ravnoteža je osjetno skraćena:

Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓

Bakreni oksid CuO (II), budući da je oksid prijelaznog metala (skupina IA), ne stupa u interakciju s vodom, a ostatak ne tvori bazičnu bazu.

Interakcija između bakrova(II) klorida i kalijevog hidroksida prikazana je kratkoročnom ionskom jednadžbom:

1) Cl − + K + = KCl

2) CuCl 2 + 2OH − = Cu(OH) 2 + 2Cl −

3) Cu 2+ + 2KOH = Cu(OH) 2 + 2K +

Vrsta: 4

Obrazloženje:

Reakcija izmjene između bakrenog klorida (II) i kalijevog hidroksida u molekularnom obliku zapisana je na sljedeći način:

CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2KCl

Reakcija se događa tijekom taloženja naslaga blackita Cu(OH) 2.

CuCl 2 i KOH su različiti dijelovi, pa razlozi spadaju u ione.

Zapišimo reakciju u novom prikazu iona:

Cu 2+ + 2Cl − + 2K + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Cl − + 2K +

Međutim, uskoro su novi ioni 2Cl − i 2K +

lijevo i desno konstantno izjednačavanje iona i znatno kraće izjednačavanje iona:

Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓

KCl, CuCl 2 i KOH s uobičajenim tvarima iu vodi gotovo potpuno disociraju na katione i anione. U drugim varijantama svjedočanstava ove se brojke pojavljuju na nepovezan način, tako da varijante 1, 2 i 3 nisu istinite.

Kako brzina ionske izmjene odgovara interakciji između natrijeva silikata i dušične kiseline?

1) K + + NO 3 − = KNO 3

2) H + + NO 3 − = HNO 3

3) 2H + + SiO 3 2- = H 2 SiO 3

Vrsta: 3

Obrazloženje:

Reakcija između natrijevog silikata i dušične kiseline (reakcija izmjene) u molekularnom obliku zapisuje se na sljedeći način:

Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaNO 3

Fragmenti natrijevog silikata su otrovni, a dušična kiselina je jaka, uzrokujući disocijaciju štetnih spojeva na ione. Zapišimo reakciju u novom prikazu iona:

2Na + + SiO 3 2− + 2H + + 2NO 3 − = H 2 SiO 3 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓

Ostale navedene opcije ne pokazuju znakove reakcije - opsade. Osim toga, u ovim su varijantama obične soli KNO 3 i K 2 SiO 3 te jaka kiselina HNO 3 prikazane u nedisociranom obliku, što je naravno netočno, jer sadrže jake elektrolite.

Skraćena ionska jednadžba Ba 2+ + SO 4 2− =BaSO 4 pokazuje međusobnu interakciju

1) Ba(NO 3) 2 i Na 2 SO 4

2) Ba(OH) 2 i CuSO 4

3) BaO i H2SO4

Vrsta: 1

Obrazloženje:

Reakcija interakcije barijevog nitrata s natrijevim sulfatom (reakcija izmjene) u molekularnom obliku zapisuje se na sljedeći način:

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

Ostaci barijevog nitrata i natrijevog sulfata i rijetke soli mogu uzrokovati disocijaciju na ione. Zapišimo reakciju u novom prikazu iona:

Ba 2+ + 2NO 3 − + 2Na + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

Skraćeni ioni Na + i NO 3 − lijevi i desni dio imaju razinu, skraćena ionska razina se uklanja:

Ba 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓

Reakcija interakcije barijevog hidroksida s bakrenim sulfatom (reakcija izmjene) u molekularnom obliku zapisuje se na sljedeći način:

Ba(OH) 2 + CuSO 4 = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

Pojavljuju se dvije kapi. Ostaci barijevog hidroksida i bakrenog sulfata sadrže štetne tvari koje se mogu disocirati na ione. Zapišimo reakciju u novom prikazu iona:

Ba 2+ + 2OH − + Cu 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

Reakcija između barijevog oksida i sumporne kiseline (reakcija izmjene) u molekularnom obliku zapisuje se na sljedeći način:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

Fragmenti BaO su oksidi, ne disociraju u vodi (BaO stupa u interakciju s vodom u otopljenoj livadi), formulu BaO pišemo u nedisociranom obliku. Sumporna kiselina je jaka i stoga disocira na katione H+ i anione SO 4 2−. Reakcija se odvija kroz taloženje barijevog sulfata i stvaranje govora niske disocijacije. Zapišimo reakciju u novom prikazu iona:

BaO + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

Ovdje, međutim, s lijeve i desne strane nema brzine i nema apsolutno nikakve brzine, tada brzina utakmice izgleda potpuno isto kao i izvana.
Reakcija između barijevog karbonata i sumporne kiseline (reakcija izmjene) u molekularnom obliku je zapisana na sljedeći način:

BaCO 3 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

Reakcija se odvija tijekom stvaranja opsade, stvaranja plina i stvaranja niskodisocijacijske tekućine - vode. Fragmenti BaCO 3 su neraskidiva sol, ali kada se razlože na ione ne raspadaju se, pa formulu BaCO 3 pišemo u molekularnom obliku. Sumporna kiselina je jaka i stoga disocira na katione H+ i anione SO 4 2−. Zapišimo reakciju u novom prikazu iona:

BaCO 3 + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

Vani je protok smanjen, a preostalih iona u lijevom i desnom dijelu protoka nema.

Skraćena ionska izmjena Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3 pokazuje interakcije

1) barijev sulfat i kalijev karbonat

2) barijev hidroksid i ugljikov dioksid

3) barijev klorid i natrijev karbonat

4) barijev nitrat i ugljikov dioksid

Vrsta: 3

Obrazloženje:

Reakcija između barijevog sulfata BaSO 4 i kalijevog karbonata K 2 CO 3 ne teče, nastali barijev sulfat je beznačajna sol. Potrebna je mentalna reakcija izmjene dviju soli – razlika između obje soli.

Reakcija između barijevog hidroksida Ba(OH) 2 i ugljičnog dioksida CO 2 (kiselog oksida) nastavlja se stvarajući nekompliciranu sol BaCO 3. Ova reakcija uključuje interakciju hidroksida s kiselim oksidom i otopljenom soli i vodom. Zapišimo reakciju u molekularnoj vrsti:

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

Fragmenti barijevog hidroksida imaju bazičnu bazu i, u slučaju vina, disociraju na katione Ba 2+ i hidroksidne ione OH − . Ugljični oksid ne disocira u vodi, pa u drugim istraživanjima njegovu formulu treba pisati u molekularnom obliku. Barijev karbonat je anorganska tvar, pa se njegove ionske reakcije bilježe i u molekularnom obliku. Dakle, reakcija između barijevog hidroksida i ugljičnog dioksida u čistom ionskom obliku izgleda kao sljedeći korak:

Ba 2+ + 2OH − + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

Fragmenti novih iona na lijevom i desnom dijelu linije su tihi i nevjerojatno spori, zatim kraća linija izgleda isto kao i izvana.

Reakcija interakcije barijevog klorida s natrijevim karbonatom (reakcija izmjene) u molekularnom obliku zapisuje se na sljedeći način:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ↓ + 2NaCl

Ostaci barijevog klorida i natrijevog karbonata te rijetke soli mogu uzrokovati disocijaciju s ionima. Zapišimo reakciju u novom prikazu iona:

Ba 2+ + 2Cl − + 2Na + + CO 3 2- = BaCO 3 ↓ + 2Na + + 2Cl −

Budući da su skraćeni Na + i Cl − ioni u lijevom i desnom dijelu jednaki, uočava se jednaki skraćeni ion:

Ba 2+ + CO 3 2- = BaCO 3 ↓

Reakcija između barijevog nitrata Ba(NO 3) 2 i ugljičnog dioksida CO 2 (kiselog oksida) ne događa se u vodi. Ugljikov dioksid CO 2 u vodi otapa slabu, nestabilnu ugljičnu kiselinu H 2 CO 3 i ne ometa jaku HNO 3 iz soli Ba (NO 3) 2.

Elektrolitička disocijacija - To je proces raspadanja molekula elektrolita na ione pod djelovanjem polarnih molekula razbijača.

Odredite stupanj disocijacije ( α ) pojavljuju se u dijelovima jednog ili %:

de n- Broj čestica identificiranih elektrolitičkom disocijacijom;

n 0 – broj čestica u obitelji je velik.

Jaka struja - Mayzhe sve soli, bazične baze ( NaOH, KOH, Ba(OH) 2 i anorganske kiseline ( H 2 TAKO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, BOK unutra) .

Slaba struja– neprekinuti temelji N.H. 4 OH, anorganske kiseline ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 P.O. 4 i ín), organske kiseline i vodu H 2 O.

Jaki elektroliti disociraju iz njih praktički potpuno (pa je proces disocijacije nepovratan) i to u jednoj fazi:

HCl = H + + Cl – H 2 TAKO 4 = 2H + + PA 4 2–

Slabi elektroliti često disociraju (pa je proces disocijacije obrnut) i slično često . Na primjer, za bogate bazične kiseline stadija kože, potrebno je ukloniti jedan ion vode:

1. H 2 TAKO 3 ⇄ H + +HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + PA 3 2-

između Prije Dі α Ovo je podrijetlo kolkis veze:

(13)

Odnos (13) naziva se Ostwaldov zakon razrjeđenja: Stupanj disocijacije slabog elektrolita raste s razrjeđivanjem.

Za slabe elektrolite, ako je α  1, Prije D = α 2 Z.

Voda je slab elektrolit, pa disocira obrnuto:

H 2 O ⇄ H + + OH – ∆ H= +56,5 kJ/mol

Konstanta disocijacije vode:

Razina disocijacije vode je vrlo niska (to je vrlo slab elektrolit). Prisutan je veliki višak zaostale vode, a na njegovu koncentraciju može utjecati konstantna vrijednost i postati
zatim

Prije D [ H 2 O] = [ H + ]∙[ OH - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ OH - ] = 10 -14 = K W– opskrba ionskom vodom

Budući da voda ima jednake koncentracije kationa i hidroksidnih iona, tada: [ H + ] = [ OH - ] =
.

Ovisno o koncentraciji iona voda se dijeli na tri medija.

Hidroliza- Ovo je proces interakcije iona soli s molekulama vode, što dovodi do stvaranja spojeva niske disocijacije; Nazovimo to reakcijom ionske izmjene. Soli koje se mogu hidrolizirati su:

slaba kiselina i jaka baza ( NaCH 3 GUGUTATI, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );

slabe baze i jake kiseline ( N.H. 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

slaba baza i slaba kiselina ( N.H. 4 CN, N.H. 4 CH 3 GUGUTATI).

Soli otopljene u jakoj kiselini i jakoj bazi nisu podložne hidrolizi: Na 2 TAKO 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ itd.

Tema: Raspodjela njihove koncentracije, disperzni sustavi, elektrolitička disocijacija

Lekcija: Elektrolitička disocijacija. Reakcije ionske izmjene

Električni udar - usklađivanje toka visokonabijenih čestica . U metalima se takav kolaps događa zbog prisutnosti slobodnih elektrona, elektronskog plina. Nije bila loša ideja izvesti struju u zgradi.

Struja - cerechovini, rozchini chi rozmelti yakikh za provođenje električnog strujanja.

Neelektroliti - cerechovini, rozchini chi rozmelti yakikh za provođenje električnog strujanja.

Da biste opisali električnu vodljivost različitih uređaja, razmislite o čemu se radi. Sve do kraja 19. stoljeća postojale su dvije glavne teorije nesloge:

· Fizički. Dovoljno ovoj teoriji, razvoj - Ovo je čisto mehanička mješavina komponenata i nema interakcije među česticama. Vaughn je dobro opisao moć elektrolita, ali je bilo malo poteškoća u opisivanju podjela elektrolita.

· Khimichna. U skladu s ovom teorijom, kada se oslobodi, dolazi do kemijske reakcije između tvari i agensa. To potvrđuje prisutnost toplinskog učinka kada se boja promijeni. Na primjer, kada se bezvodni bijeli sulfat meda otopi, stvara se zaraza plavim mrljama.

Istina je bila uhvaćena između dvije krajnje točke. I sebe , u biljkama se odvijaju i kemijski i fizikalni procesi.

Mali 1. Svante Arrhenius

To je uzrok strujnog udara u slučajevima. Ovaj proces je dobio ime (doslovni prijevod je cijepanje, odvijanje pod utjecajem struje). Ovaj naziv također govori da se disocijacija događa pod utjecajem električne struje. Daljnje istrage pokazale su što nije u redu: Oni su samonositelji naboja u različitim dijelovima svijeta iu svakom slučaju, potrebno je proćirozchin strum chi ni. Uz aktivno sudjelovanje Svante Arrheniusa, formulirana je teorija elektrolitičke disocijacije, koja se često naziva njegovim imenom. Glavna ideja ove teorije je da se elektroliti, pod utjecajem distributera, spontano raspadaju u ione. I oni sami nose naboj i pokazuju električnu vodljivost.

1. Elektroliti u kućanstvima, pod utjecajem razdjelnika, nenamjerno se raspadaju na ione. Ovaj proces se zove elektrolitička disocijacija. Do disocijacije može doći i tijekom taljenja čvrstih elektrolita.

Mali 2

3. U slomovima ili topljenjima elektrolita kolabiraju kaotično, ali kada prođe električna struja, kolabiraju izravno: kationi - na katodu, anioni - na anodu.

Lagana teorija elektrolitičke disocijacije može identificirati određene spojeve, kiseline i soli kao elektrolite.

Osnove- kao posljedica elektrolita, zbog disocijacije vode, nastaje samo jedna vrsta aniona: hidroksidni anion: OH - .

NaOH ↔ Na + + OH −

Često se događa disocijacija baza, koja zamjenjuje niz hidroksilnih skupina:

Ba(OH) 2 ↔ Ba(OH) + + OH − Prvi stupanj

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ + OH − Drugi stupanj

Ba(OH) 2 ↔ Ba 2+ + 2 OH − Sumarna Rivnyanya

kiseline - Kao rezultat elektrolize, kao rezultat disocijacije, u izvorima vode nastaje samo jedna vrsta kationa: H+. Ion vode je sam hidratacijski proton i označava H3O+, ili radi jednostavnosti pišemo H+.

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

Bazične kiseline često disociraju u sljedećim fazama:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - Prvi stupanj

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- Drugi stupanj

HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- Treća faza

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- Sažetak

Sol - To su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju na metalne katione i anione kiselog suviška.
Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2−

Srednje soli - To su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju na metalne katione ili amonijeve katione i anione kiselinskog suviška.

Bazične soli - To su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju na metalne katione, hidroksidne anione i anione kiselog suviška.

Kisele soli - To su elektroliti koji u vodenim spojevima disociraju na metalne katione, katione vode i kiselinske anione.

Podmorske soli - To su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju na katione metala i anione kiselog suviška.

KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2

Miješane soli - To su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju na metalne katione i anione kiselih ostataka.

Slab nazivaju se elektroliti, kod kojih se malo opaža disocijacija. U času pisanja stvara se predznak negativnosti. Stol 1.

Za brzu procjenu snage elektrolita, isporučen je koncept elektrolitički stupanj disocijacija .

Snaga elektrolita može se karakterizirati i za pomoć kemijske konstante disocijacija. Zove se konstanta disocijacije.

Službenici koji ulaze u fazu elektrolitičke disocijacije:

· Priroda elektrolita

· Koncentracija elektrolita u različitim

· Temperatura

Poboljšanje doma

1. Broj 6-8 (str. 48) Rudzitis G.Ê. Kemija. Osnove globalne kemije. 11. razred: podrška za instalacije pozadinskog osvjetljenja: osnovna razina/G.Ê. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14 vrsta. - M: Prosvitnitstvo, 2012.

2. Kako im mogu reći da naplaćuju jer su fermentirani?

3. Što znači fermentacija kalijevog permanganata maline?