Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждой ступени диссоциации соответствует своя константа диссоциации. Например, для диссоциации фосфорной кислоты:
Уменьшение константы от первой ступени к третьей связано с тем, что оторвать протон становится все труднее по мере того, как растет отрицательный заряд у образующейся частицы.
Константа полной диссоциации равна произведению констант, соответствующих отдельным стадиям диссоциации. Например, в случае фосфорной кислоты для процесса:
Для оценки степени диссоциации слабых электролитов достаточно учитывать лишь первую ступень диссоциации – ею, в первую очередь, определяется концентрация ионов в растворе.
Кислые и основные соли также диссоциируют ступенчато, например:
Нетрудно заметить, что диссоциация гидроаниона или гидроксокатиона идентична второй или третьей ступени диссоциации соответствующих кислоты или основания и потому подчиняется тем же закономерностям, которые были сформулированы для ступенчатой диссоциации кислот и оснований. В частности, если основная соль соответствует слабому основанию, а кислая соль – слабой кислоте, то диссоциация гидроаниона или гидроксокатиона (т.е. вторая или третья ступень диссоциации соли) протекает в незначительной степени.
Во всякой кислородсодержащей кислоте и во всяком основании (имеются в виду кислоты и основания в традиционном понимании) имеются гидроксогруппы. Разница между кислотой и основанием заключается в том, что в первом случае диссоциация происходит по связи ЭО-Н, а во втором – по связи Э-ОН.
Амфотерные гидроксиды диссоциируют и как основания, и как кислоты (и те и другие очень слабые). Так, ионизацию гидроксида цинка можно представить следующей схемой (без учета гидратации образующихся ионов):
Прибавление кислоты смещает эти равновесия влево, а прибавление щелочи – вправо. Поэтому в кислой среде преобладает диссоциация по типу основания, а в щелочной – по типу кислоты. В обоих случаях связывание в молекулы воды ионов, образующихся при диссоциации малорастворимого амфотерного электролита, вызывает переход в раствор новых порций таких ионов, их связывание, переход в раствор новых ионов и т. д. Следовательно, растворение такого электролита происходит как в растворе кислоты, так и в растворе щелочи.
(1887) для объяснения свойств водных растворов электролитов. В дальнейшем она развивалась многими учеными на основе учения о строении атома и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:
Схема растворения кристалла поваренной соли. Ионы натрия и хлора в растворе.
1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют (распадаются) на ионы - положительно и отрицательно заряженные. («Ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно движутся в различных направлениях.)
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженных электродами.
3. Диссоциация - обратимый процесс. Это означает, что наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.
Например:
KA ↔ K + + A − ,
где KA - молекула электролита, K + - катион, A − - анион.
Учение о химической связи помогает ответить на вопрос, почему электролиты диссоциируют на ионы. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, так как они уже состоят из ионов (см. Химическая связь). При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу ковалентной полярной связи. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной - всё зависит от степени полярности связей. В обоих случаях (при диссоциации соединений с ионной и полярной связью) образуются гидратированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды.
Основоположником такого взгляда на электролитическую диссоциацию был почетный академик И. А. Каблуков . В отличие от теории Аррениуса, не учитывавшей взаимодействия растворенного вещества с растворителем, И. А. Каблуков к объяснению электролитической диссоциации применил химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Он показал, что при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы . И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратированные ионы. В настоящее время это представление общепринято. Итак, гидратация ионов - основная причина диссоциации. В других, неводных растворах электролитов химическая связь между частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества и частицами растворителя называется сольватацией.
Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ионы водорода Н + , удерживающие одну молекулу воды,- это гидратированный протон H + (H 2 O). В научной литературе его принято изображать формулой H 3 O + (или OH 3 +) и называть ионом гидроксония.
Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой а). Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, n к общему числу растворенных молекул N:
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. С разбавлением раствора она увеличивается, а при добавлении одноименных ионов (одинаковых с ионами электролита) - уменьшается.
Однако для характеристики способности электролита диссоциировать на ионы степень диссоциации не очень удобная величина, так как она. зависит от концентрации электролита. Более общей характеристикой является константа диссоциации K. Ее легко вывести, применив закон действия масс к равновесию диссоциации электролита (1):
K = () / ,
где KA - равновесная концентрация электролита, и - равновесные концентрации его ионов (см. Равновесие химическое). K от концентрации не зависит. Она зависит от природы электролита, растворителя и температуры. Для слабых электролитов чем больше K (константа диссоциации), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе.
Сильные электролиты констант диссоциации не имеют. Формально их можно вычислить, но они не будут постоянными при изменении концентрации.
При диссоциации кислот роль катионов играют ионы водорода (H +), других катионов при диссоциации кислот не образуется:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Именно ионы водорода придают кислотам их характерные свойства: кислый вкус, окрашивание индикатора в красный цвет и проч.
Отрицательные ионы (анионы), отщепляемые от молекулы кислоты, составляеют кислотный остаток .
Одной из характеристик диссоциации кислот является их оснОвность - число ионов водорода, содержащихся в молекуле кислоты, которые могут образоываваться при диссоциации:
- одноосновные кислоты: HCl, HF, HNO 3 ;
- двухосновные кислоты: H 2 SO 4 , H 2 CO 3 ;
- трехосновные кислоты: H 3 PO 4 .
Процесс отщепления катионов водорода в многоосновных кислотах происходит ступенчато: сначала отщепляется один ион водорода, затем другой (третий).
Ступенчатая диссоциация двухосновной кислоты:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Ступенчатая диссоциация трехосновной кислоты:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
При диссоциации многоосновных кислот самая высокая степень диссоциации приходится на первую ступень. Например, при диссоциации фосфорной кислоты степень диссоциации первой ступени равняется 27%; второй - 0,15%; третьей - 0,005%.
Диссоциация оснований
При диссоциации оснований роль анионов играют гидроксид-ионы (ОH -), других анионов при диссоциации оснований не образуется:
NaOH ↔ Na + + OH -
Кислотность основания определяется кол-вом гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы основания:
- однокислотные основания - KOH, NaOH;
- двухкислотные основания - Ca(OH) 2 ;
- трехкислотные основания - Al(OH) 3 .
Многокислотные основания диссоциируют, по аналогии с кислотами, также ступенчато - на каждом этапе отщепляется по одному гидроксид-иону:
Некоторые вещества, в зависимости от условий, могут выступать, как в роли кислот (диссоциировать с отщеплением катионов водорода), так и в роли оснований (диссоциировать с отщеплением гидроксид-ионов). Такие вещества называются амфотерными (см. Кислотно-основные реакции).
Диссоциация Zn(OH) 2 , как основания:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Диссоциация Zn(OH) 2 , как кислоты:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Диссоциация солей
Соли диссоциируют в воде на анионы кислотных остатков и катионы металлов (или других соединений).
Классификация диссоциации солей:
- Нормальные (средние) соли получаются полным одновременным замещением всех атомов водорода в кислоте на атомы металла - это сильные электролиты, полностью диссоциируют в воде с образованием катоинов металла и однокислотного остатка: NaNO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 , K 3 PO 4 .
- Кислые соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще один (несколько) атомов водорода - диссоциируют ступенчато с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и катиона водорода: NaHCO 3 , KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4 .
- Основные соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще одну (несколько) гидроксильных групп - диссоциируют с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и гидроксид-иона: (CuOH) 2 CO 3 , Mg(OH)Cl.
- Двойные соли получаются одновременным замещением атомов водорода в кислоте на атомы различных металлов: KAl(SO 4) 2 .
- Смешанные соли диссоциируют на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков: CaClBr.
Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.
Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.
Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:
CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .
Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).
Степень диссоциации α - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:
α=v´(x)/v(x).
Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.
Различают сильные и слабые электролиты .
Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.
Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.
Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.
Примеры слабых и сильных электролитов.
Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.
Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.
Кажущаяся степень диссоциации.
Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.
Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:
AK ⇄ A- + K + .
И степень диссоциации можно выразить так:
С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.
Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:
Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):
К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.
Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,
Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:
I - стадия:
II - стадия:
III - стадия:
На первой ступени ортофосфорная кислота - кислота средней силы, а 2ой - слабая, на 3ей - очень слабая.
Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.
Рассмотрим пример:
Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.
Но у константы низкое значение:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.
Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.
Ионное произведение воды.
В приведенной таблице есть данные:
Эту константу называют ионным произведением воды , которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH - ].
Отсюда, [H + ] = [OH - ] = = 10-7 моль/л.
Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.
А если добавить щелочь, то повысится концентрация ионов, а количество водорода понизится.
Концентрация и взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.
Кислотность раствора (рН).
Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + .
В кислых средах рН
<10 -7 моль/л, в нейтральных - рН
= 10 -7 моль/л, в щелочных - рН
> 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН
.
рН = - lg [ H + ].
Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.
Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты:
Найдем константу:
Молярная концентрация С=1/ V , подставим в уравнение и получим:
Эти уравнения являются законом разведения В. Оствальда , согласно которому константа диссоциации электролита не зависит от разведения растовра.
ЕГЭ. Электролитическая диссоциация солей, кислот, щелочей. Реакции ионного обмена. Гидролиз солей
Растворы и их концентрация, дисперсные системы, электролитическая диссоциация, гидролиз
На уроке вы сможете проверить свои знания по теме «ЕГЭ. Электролитическая диссоциация солей, кислот, щелочей. Реакции ионного обмена. Гидролиз солей». Вы рассмотрите решение задач из ЕГЭ группы А, В и С на различные темы: «Растворы и их концентрации», «Электролитическая диссоциация», «Реакции ионного обмена и гидролиз». Для решения этих задач, помимо знания рассматриваемых тем, также нужно уметь пользоваться таблицей растворимости веществ, знать метод электронного баланса и иметь представление о обратимости и необратимости реакций.
Тема: Растворы и их концентрация, дисперсные системы, электролитическая диссоциация
Урок: ЕГЭ. Электролитическая диссоциация солей, кислот, щелочей. Реакции ионного обмена. Гидролиз солей
I . Выбор одного правильного варианта из 4 предложенных.
|
Вопрос |
Комментарий |
|
А1. Сильными электролитами являются: |
По определению, сильные электролиты - это вещества, которые в водном растворе полностью распадаются на ионы. СО 2 и О 2 сильными электролитами являться не могут. Н 2 S - слабый электролит. Правильный ответ 4. |
|
А2. Вещесвами, которые диссоциируют только на ионы металла и гидроксид ионы, являются: 1. кислотами 2. щелочами 4. амфотерными гидроксидами |
По определению, соединение, которое при диссоциации в водном растворе образует только гидроксид-анионы, называется основанием. Под данное определение подходит только щелочь и амфотерный гидроксид. Но в вопросе звучит, что соединение должно диссоциировать только на катионы металла и гидроксид-анионы. Амфотерный гидроксид диссоциирует ступенчато, и поэтому в растворе ионы гидроксометалла. Правильный ответ 2. |
|
А3. Реакция обмена происходит до конца с образованием нерастворимого в воде вещества между: 1. NaOH и MgCl 2 2. NaCl и CuSO 4 3. CaCO 3 и HCl (р-р) |
Для ответа нужно написать эти уравнения и посмотреть в таблице растворимости, есть ли среди продуктов нерастворимые вещества. Это в первой реакции гидроксид магния Mg(OH) 2 Правильный ответ 1. |
|
А4. Сумма всех коэффициентов в полном и сокращенном ионном виде в реакции между Fe (NO 3 ) 2 +2 NaOH равна: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 молекулярное Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - полное ионное уравнение, сумма коэффициентов равна 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ сокращенное ионное, сумма коэффициентов равна 4 Правильный ответ 4. |
|
А5. Сокращенное ионное уравнение реакции Н + +ОН - →Н 2 О соответствует взаимодействию: 2. NaOH (Р-Р) +HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4 |
Это сокращенное уравнение отражает взаимодействие между сильным основанием и сильной кислотой. Основание есть в 2 и 3 вариантах, но Cu(OH) 2 - это нерастворимое основание Правильный ответ 2. |
|
А6. Реакция ионного обмена протекает до конца при сливании растворов: 1. нитрата натрия и сульфата калия 2. сульфата калия и соляной кислоты 3. хлорида кальция и нитрата серебра 4. сульфата натрия и хлорида калия |
Напишем, как долны были бы проходить реакции ионного обмена между каждой парой веществ. NaNO 3 +K 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +KNO 3 K 2 SO 4 +HCl→H 2 SO 4 +KCl CaCl 2 +2AgNO 3 → 2AgCl↓ + Ca(NO 3) 2 Na 2 SO 4 + KCl → K 2 SO 4 + NaCl По таблице растворимости видим, что AgCl↓ Правильный ответ 3. |
|
А7. В водном растворе ступенчато диссоциирует: |
Ступенчатой диссоциации в водном растворе подвергаются многоосновные кислоты. Среди указанных веществ кислотой является только Н 2 S. Правильный ответ 3. |
|
А8. Уравнению реакции С uCl 2 +2 KOH → Cu (OH ) 2 ↓+2 KCl соответствует сокращенное иооное уравнение: 1. СuCl 2 +2OH - →Cu 2+ +2OH - +2Cl - 2. Сu 2+ +KOH→Cu(OH) 2 ↓+K + 3. Cl - +K + →KCl 4. Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ |
Напишем полное ионное уравнение: Сu 2+ +2Cl - +2К + +2OH - → Cu(OH) 2 ↓+2K + +2Cl - Исключаем несвязанные ионы, получаем сокращенное ионное уравнение Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Правильный ответ 4. |
|
А9. Практически до конца идет реакция: 1. Na 2 SO 4 + KCl→ 2. Н 2 SO 4 + ВаCl 2 → 3. КNO 3 +NaOH→ 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Напишем предположительные реакции ионного обмена: Na 2 SO 4 + KCl→ К 2 SO 4 + Na Cl Н 2 SO 4 + ВаCl 2 → ВаSO 4 ↓ + 2НCl КNO 3 +NaOH→ NaNO 3 + KOH Na 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2NaCl По таблице растворимости видим ВаSO 4 ↓ Правильный ответ 2. |
|
А10. Нейтральную среду имеет раствор: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Нейтральную среду имеют только водные растворы солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой. NaNO3 - это соль, образованная сильным основанием NaOH и сильной кислотой HNO 3. Правильный ответ 1. |
|
А11. Кислотность почвы можно увеличить введением раствора: |
Нужно определить, какая соль будет давать кислую реакцию среды. Это должна быть соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием. Это NH 4 NO 3. Правильный ответ 1. |
|
А12. Гидролиз протекает при растворении в воде: |
Гидролизу не подвергаются только соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой. Во всех приведенных солях содержатся анионы сильных кислот. Только AlCl 3 содержит катион слабого основания. Правильный ответ 4. |
|
А 13. Гидролизу не подвергается: 1. уксусная кислота 2. этиловый эфир уксусной кислоты 3. крахмал |
Гидролиз имеем большое значение в органической химии. Эфиры, крахмал и белок подвергаются гидролизу. Правильный ответ 1. |
|
А14. Какой цифрой обозначен фрагмент молекулярного уравнения химической реакции, соответствующей кратному ионному уравнению С u 2+ +2 OH - → Cu (OH ) 2 ↓? 1. Cu(OH) 2 + HCl→ 2. CuCO 3 + H 2 SO 4 → 3. CuO + HNO 3 → 4. CuSO 4 +KOH→ |
По сокращенному уравнению следует, что нужно взять любое растворимое соединение, содержащее ион меди и гидроксид-ион. Из всех приведенных соединений меди только CuSO 4 растворим, и только в водной реакции есть ОН - . Правильный ответ 4. |
|
А15. При взаимодействии каких веществ выделится оксид серы : 1. Na 2 SO 3 и HCl 2. AgNO 3 и K 2 SO 4 3. BaCO 3 и HNO 3 4. Na 2 S и HCl |
В первой реакции получается нестойкая кислота Н 2 SO 3 , которая распадается на воду и оксид серы (IV) Правильный ответ
1.
|
II . Задания с кратким ответом и на соответствие.
|
В1. Общая сумма всех коэффициентов в полном и сокращенном ионном уравнении реакции между нитратом серебра и гидроксидом натрия равна… |
Напишем уравнение реакции: 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Полное ионное уравнение: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Сокращенное ионное уравнение: 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O Правильный ответ: 20 |
|
В2. Составьте полное ионное уравнение взаимодействия 1 моль гидроксида калия с 1 моль гидроксида алюминия. Укажите число ионов в уравнении. |
КOH + Al(OH) 3 ↓→ K Полное ионное уравнение: К + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Правильный ответ: 4 иона. |
|
В3. Установите соответствие между названием соли и отношением её к гидролизу: А) ацетат аммония 1. не гидролизуется Б) сульфид бария 2. по катиону В) сульфид аммония 3. по аниону Г) карбонат натрия 4. по катиону и аниону |
Для ответа на вопрос нужно проанализировать, какими по силе основанием и кислотой образованы эти соли. Правильный ответ А4 Б3 В4 Г3 |
|
В4. Раствор одного моль сульфата натрия содержит 6,02 ионов натрия. Рассчитайте степень диссоциации соли. |
Напишем уравнение электролитической диссоциации сульфата натрия: Na 2 SО 4 ↔ 2Na + +SО 4 2- Распалось на ионы 0,5 моль сульфата натрия. |
|
В5. Установите соответствие между реагентами и сокращенными ионными уравнениями: 1. Сa(OH) 2 +HCl → A)NH 4 + +OH - →NH 3 +H 2 O 2. NH 4 Cl+NaOH → Б) Al 3+ + OH - → Al(OH) 3 ↓ 3. AlCl 3 +KOH → B) H + +OH - →H 2 O 4. BaCl 2 +Na 2 SO 4 → Г) Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓ Правильный ответ: В1 А2 Б3 Г4 |
|
|
В6. Составьте полное ионное уравнение, соответствующее сокращенному: С O 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O . Укажите сумму коэффициентов в молекулярном и полном ионном уравнении. |
Нужно взять любой растворимый карбонат и любую растворимую сильную кислоту. Молекулярное: Na 2 СO 3 +2HCl→ CO 2 +H 2 O +2NaCl; Полное ионное: 2Na + +СO 3 2- +2H + +2Cl - → CO 2 +H 2 O +2Na + +2Cl - ; |
III .Задания с развернутым ответом
|
Вопрос |
