Електроліти та неелектроліти

З уроків фізики відомо, що розчини одних речовин здатні проводити електричний струм, а інших – ні.

Речовини, розчини яких проводять електричний струм, називаються електролітами.

Речовини, розчини яких не проводять електричний струм, називаються неелектролітами. Наприклад, розчини цукру, спирту, глюкози та деяких інших речовин не проводять електричний струм.

Електролітичні дисоціація та асоціація

Чому ж розчини електролітів проводять електричний струм?

Шведський вчений С. Арреніус, вивчаючи електропровідність різних речовин, дійшов 1877 р. до висновку, що причиною електропровідності є наявність у розчині іонівякі утворюються при розчиненні електроліту у воді

Процес розпаду електроліту на іони називається електролітичною дисоціацією.

С. Арреніус, який дотримувався фізичної теорії розчинів, не враховував взаємодії електроліту з водою та вважав, що у розчинах знаходяться вільні іони. На відміну від нього російські хіміки І. А. Каблуков та В. А. Кістяковский застосували до пояснення електролітичної дисоціації хімічну теорію Д. І. Менделєєва і довели, що при розчиненні електроліту відбувається хімічна взаємодія розчиненої речовини з водою, що призводить до утворення гідратів, а потім вони дисоціюють на іони. Вони вважали, що в розчинах знаходяться не вільні, не голі іони, а гідратовані, тобто одягнені в шубку з молекул води.

Молекули води є диполі(два полюси), оскільки атоми водню розташовані під кутом 104,5°, завдяки чому молекула має кутову форму. Молекула води схематично представлена ​​нижче.

Як правило, найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язкомі, відповідно, з іонною кристалічною решіткою, оскільки вони складаються з готових іонів. За їх розчиненні диполі води орієнтуються протилежно зарядженими кінцями навколо позитивних і негативних іонів електроліту.

Між іонами електроліту та диполями води виникають сили взаємного тяжіння.. В результаті зв'язок між іонами слабшає і відбувається перехід іонів з кристала в розчин. Очевидно, що послідовність процесів, що відбуваються при дисоціації речовин з іонним зв'язком (солей та лугів), буде такою:

1) орієнтація молекул (диполів) води у іонів кристала;

2) гідратація (взаємодія) молекул води з іонами поверхневого шару кристала;

3) дисоціація (розпад) кристала електроліту на гідратовані іони.

Спрощені процеси можна відобразити за допомогою наступного рівняння:

Аналогічно дисоціюють і електроліти, в молекулах яких ковалентний зв'язок (наприклад, молекули хлороводню HCl, дивись нижче); тільки в цьому випадку під впливом диполів води відбувається перетворення ковалентного полярного зв'язку на іонну; послідовність процесів, що відбуваються при цьому, буде такою:

1) орієнтація молекул води навколо полюсів молекул електроліту;

2) гідратація (взаємодія) молекул води із молекулами електроліту;

3) іонізація молекул електроліту (перетворення ковалентного полярного зв'язку на іонну);

4) дисоціація (розпад) молекул електроліту на гідратовані іони.

Спрощено процес дисоціації соляної кислоти можна відобразити за допомогою наступного рівняння:

Слід враховувати, що в розчинах електролітів гідратовані іони, що хаотично рухаються, можуть зіткнутися і знову об'єднатися між собою. Цей зворотний процес називається асоціацією. Асоціація у розчинах відбувається паралельно з дисоціацією, тому у рівняннях реакцій ставлять знак оборотності.

Властивості гідратованих іонів відрізняються від негідратованих властивостей. Наприклад, негідратований іон міді Cu 2+ - білий у безводних кристалах сульфату міді (II) і має блакитний колір, коли гідратований, тобто пов'язаний з молекулами води Cu 2+ nH 2 O. Гідратовані іони мають як постійне, так і змінне кількість молекул води.

Ступінь електролітичної дисоціації

У розчинах електролітів поряд з іонами присутні молекули. Тому розчини електролітів характеризуються ступенем дисоціації, що позначається грецькою літерою а («альфа»).

Це відношення числа частинок, що розпалися на іони (N g), до загального числа розчинених частинок (N p).

Ступінь дисоціації електроліту визначається дослідним шляхом і виявляється у частках чи відсотках. Якщо а = 0, то дисоціація відсутня, і якщо а = 1, чи 100 %, то електроліт повністю розпадається на іони. Різні електроліти мають різну міру дисоціації, т. е. ступінь дисоціації залежить від природи електроліту. Вона також залежить від концентрації: з розведенням розчину ступінь дисоціації збільшується.

За ступенем електролітичної дисоціації електроліти поділяються на сильні та слабкі.

Сильні електроліти– це електроліти, які при розчиненні у воді практично повністю дисоціюють на іони. У таких електролітів значення ступеня дисоціації прагне одиниці.

До сильних електролітів належать:

1) усі розчинні солі;

2) сильні кислоти, наприклад: H 2 SO 4 HCl, HNO 3 ;

3) усі луги, наприклад: NaOH, KOH.

Слабкі електроліти- це електроліти, які при розчиненні у воді майже не дисоціюють на іони. У таких електролітів значення ступеня дисоціації прагне нуля.

До слабких електролітів належать:

1) слабкі кислоти - H2S, H2CO3, HNO2;

2) водний розчин аміаку NH 3 H 2 O;

4) деякі солі.

Константа дисоціації

У розчинах слабких електролітів внаслідок їхньої неповної дисоціації встановлюється динамічна рівновага між недисоційованими молекулами та іонами. Наприклад, для оцтової кислоти:

Можна застосувати до цієї рівноваги закон діючих мас і записати вираз константи рівноваги:

Константу рівноваги, що характеризує процес дисоціації слабкого електроліту, називають константою дисоціації.

Константа дисоціації характеризує здатність електроліту (кислоти, основи, води) дисоціювати на іони. Чим більше константа, тим легше електроліт розпадається на іони, отже, тим він сильніший. Значення констант дисоціації для слабких електролітів наводяться у довідниках.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації

1. При розчиненні у воді електроліти дисоціюють (розпадаються) на позитивні та негативні іони.

Іони- це одна із форм існування хімічного елемента. Наприклад, атоми металу натрію Na 0 енергійно взаємодіють з водою, утворюючи при цьому луг (NaOH) і водень Н 2 тоді як іони натрію Na + таких продуктів не утворюють. Хлор Cl 2 має жовто-зелений колір і різкий запах, отруйний, а іони хлору Cl - безбарвні, не отруйні, позбавлені запаху.

Іони- це позитивно або негативно заряджені частинки, на які перетворюються атоми або групи атомів одного або декількох хімічних елементів в результаті віддачі або приєднання електронів.

У розчинах іони безладно пересуваються у різних напрямках.

За складом іони поділяються на прості- Cl - , Na + і складні- NH 4 +, SO 2 -.

2. Причиною дисоціації електроліту у водних розчинах є його гідратація, тобто взаємодія електроліту з молекулами води та розрив хімічного зв'язку в ньому.

Внаслідок такої взаємодії утворюються гідратовані, тобто пов'язані з молекулами води, іони. Отже, за наявності водної оболонки іони поділяються на гідратовані(У розчинах і кристалогідратах) і негідратовані(У безводних солях).

3. Під дією електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до негативного полюса джерела струму - катоду і тому називаються катіонами, а негативно заряджені іони рухаються до позитивного полюса джерела струму - анода і тому називаються аніонами.

Отже, існує ще одна класифікація іонів. за знаком їхнього заряду.

Сума зарядів катіонів (Н + , Na + , NH 4 + , Cu 2+) дорівнює сумі зарядів аніонів (Cl - , OH - , SO 4 2-), внаслідок чого розчини електролітів (HCl, (NH 4) 2 SO 4 , NaOH, CuSO 4) залишаються електронейтральними.

4. Електролітична дисоціація – процес оборотний для слабких електролітів.

Поряд із процесом дисоціації (розпад електроліту на іони) протікає і зворотний процес - асоціація(з'єднання іонів). Тому в рівняннях електролітичної дисоціації замість знака рівності ставлять знак оборотності, наприклад:

5. Не всі електроліти однаковою мірою дисоціюють на іони.

Залежить від природи електроліту та його концентрації. Хімічні властивості розчинів електролітів визначаються властивостями іонів, які вони утворюють при дисоціації.

Властивості розчинів слабких електролітів обумовлені молекулами та іонами, що утворилися в процесі дисоціації, що знаходяться в динамічній рівновазі один з одним.

Запах оцтової кислоти обумовлений наявністю молекул CH 3 COOH, кислий смак та зміна забарвлення індикаторів пов'язані з наявністю в розчині іонів H + .

Властивості розчинів сильних електролітів визначаються властивостями іонів, які утворюються за їх дисоціації.

Наприклад, загальні властивості кислот, такі як кислий смак, зміна забарвлення індикаторів та ін, обумовлені наявністю в їх розчинах катіонів водню (точніше, оксонія іонів H 3 O +). Загальні властивості лугів, такі як м'якість на дотик, зміна забарвлення індикаторів та ін. пов'язані з присутністю в їх розчинах гідроксид-іонів OH - , а властивості солей - з розпадом їх у розчині на катіони металу (або амонію) та аніони кислотних залишків.

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації всі реакції у водних розчинах електролітів є реакціями між іонами. Цим обумовлена ​​висока швидкість багатьох хімічних реакцій у розчинах електролітів.

Реакції, що протікають між іонами, називають іонними реакціями, а рівняння цих реакцій - іонними рівняннями.

Реакції іонного обміну у водних розчинах можуть протікати:

1. Необоротно, до кінця.

2. Оборотнотобто протікати одночасно у двох протилежних напрямках. Реакції обміну між сильними електролітами в розчинах протікають до кінця або практично необоротні, коли іони, з'єднуючись один з одним, утворюють речовини:

а) нерозчинні;

б) малодисоціюючі (слабкі електроліти);

в) газоподібні.

Наведемо кілька прикладів молекулярних та скорочених іонних рівнянь:

Реакція необоротнаодин з її продуктів - нерозчинна речовина.

Реакція нейтралізації необоротна, т. К. Утворюється малодисоціююча речовина - вода.

Реакція необоротна, т. К. Утворюється газ CO 2 і малодисоціююча речовина - вода.

Якщо серед вихідних речовин і серед продуктів реакції є слабкі електроліти або малорозчинні речовини, такі реакції є оборотними, тобто до кінця не протікають.

У оборотних реакціях рівновага зміщується у бік утворення найменш розчинних чи найменш дисоційованих речовин.

Наприклад:

Рівновага зміщується у бік утворення слабшого електроліту - H 2 O. Однак до кінця така реакція протікати не буде: у розчині залишаються недисоційовані молекули оцтової кислоти та гідроксид-іони.

Якщо вихідні речовини - сильні електроліти, які при взаємодії не утворюють нерозчинних або малодисоціюючих речовин або газів, такі реакції не протікають: при змішуванні розчинів утворюється суміш іонів.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

Які речовини утворюються при взаємодії заліза з розбавленою сірчаною кислотою?

1) сульфат заліза(III), вода та оксид сірки(IV)

2) сульфат заліза(II) та водень

3) сульфіт заліза(III) та водень

4) сульфід заліза(II) та водень

Оксид кальцію взаємодіє з

6. Розчин соляної кислоти реагує з кожною з двох речовин:

1) AgNO 3 і Су(ОН) 2

3) MgO та НВг

З розчином гідроксиду натрію реагує

І кисень, і водень вступають у реакцію з

NH 3 + O 2 → Н 2 O + NO

Коефіцієнт перед формулою відновника дорівнює

10. Етилен характеризує таке:

1) у молекулі міститься 2 атоми вуглецю та 6 атомів водню

2) молекула має плоску форму

3) валентний кут дорівнює 120 °

4) не приєднує водень та хлор

5) при гідратації утворює оцтову кислоту

CuSO 4 + Nal -> Cul + Na 2 SO 4 + I 2 .

(9 клас)

11 варіант

2) Сl 2 + Н 2 = 2НСl

3) Сl 2 + 2KI = 2КСl + I 2

2. Скорочене іонне рівняння Н + + ОН - = Н 2 O відповідає реакції

1) КОН + H 2 SO 4 →

2) NH 4 OH + H 2 SO 4 →

3) Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 →

4) Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 →

3. До слабких електролітів не належать:

Магній легко розчиняється в

1) дистильованій воді

2) аміачної води

3) розчині НСl

4) розчин Na 2 CO 3

Яка із зазначених речовин вступає в реакцію з оксидом фосфору(V)?

3) оксид вуглецю (IV)

4) оксид вуглецю (II)

При взаємодії срібла з концентрованою азотною кислотою переважно утворюються

1) нітрат срібла (I), водень, вода

2) речовини не взаємодіють

3) оксид азоту(IV), нітрат срібла(I), вода

4) оксид азоту(IV), нітрит срібла(I), вода

Хімічна реакція можлива між

1) Zn і СуСl 2

2) NaOH і К 3 Р 4

4) НСl і Ba(NO 3)

Взаємодія натрію та кисню переважно виражається рівнянням

1) 4Na + O 2 = 2Na 2 O

3) 2Na + O 2 = Na 2 O 2

4) Na + O 2 = NaO 2

У рівнянні окислювально-відновної реакції

Аl + Н 2 O → Аl(ON) 3 + Н 2

Коефіцієнт перед формулою окислювача дорівнює

10. Стеаринова кислота:

1) має формулу 17 Н 35 СООН

2) може взаємодіяти з гліцерином

3) переважно входить до складу рослинних жирів

4) добре розчиняється у воді

5) взаємодіє з хлоридом натрію

Використовуючи метод електронного балансу, складіть рівняння реакції

H 2 S + FeCl 3 → S + НСl + FeCl 2 .

Визначте окислювач та відновник.

Підсумкова контрольна робота з хімії

(9 клас)

12 варіант

До окисно-відновних реакцій відноситься взаємодія між

1) оксидом натрію та водою

2) оксидом вуглецю(IV) та оксидом кальцію

3) залізом та хлоридом міді(II)

4) сірчаною кислотою та нітратом барію

Молекулярне рівняння реакції

CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + Н 2 O

Відповідає скорочене іонне рівняння

1) CuO + 2HNO 3 = Сu 2+ + 2NO - + Н 2 O

2) CuO + 2Н + + 2NO 3 − = Сu 2+ + 2NO 3 - + Н 2 O

3) СuО + 2Н + = Сu 2+ + Н 2 O

4) Про 2- + 2Н + = Н 2 O

3. До електролітів відноситься кожна з двох речовин:

1) гідроксид калію (р-р) та ацетат натрію (р-р)

2) оксид заліза(III) та оцтова кислота (р-р)

3) хлорид барію (р-р) та фруктоза (р-р)

4) етанол (р-р) та карбонат кальцію

Цинк швидко взаємодіє з водним розчином

При взаємодії з водою утворює кислоту

Гідроксид магнію реагує з

1) гідроксидом міді(II)

2) оксидом кальцію

3) хлоридом калію

4) ортофосфорною кислотою

Яка схема відповідає практично нездійсненної реакції?

1) Сu + Fe(NO 3) 2 →

2) Mg + РbСl 2 →

3) Fe + CuSO 4 →

4) Cl 2 + NaBr →

8. Чи не реагуютьодин з одним

1) хлор та водень

2) кисень та кальцій

3) азот та вода

4) залізо та сірка

У рівнянні реакції повного згоряння сірководню в кисні коефіцієнт перед формулою окислювача дорівнює

10. Для етину характерні такі реакції:

1) гідрування та гідратації

2) гідратації та ізомеризації

3) заміщення атомів водню на галоген та кисень

4) приєднання галогенів та азоту

5) полімеризації та окислення

Використовуючи метод електронного балансу, складіть рівняння реакції

HI + HNO 3(конц.) → HIO 3 + NO 2 + H 2 O.

Визначте окислювач та відновник.

Підсумкова контрольна робота з хімії

(9 клас)

13 варіант

Окисно-відновною реакцією не є

1) 2Cl 2 + 2Н 2 O = 4НСl + O 2

2) Сl 2 + Н 2 = 2НСl

3) Сl 2 + 2KI = 2КСl + I 2

4) НСl + AgNO 3 = AgCl + HNO 3

Водні розчини деяких речовин є провідниками електричного струму. Ці речовини належать до електролітів. Електролітами є кислоти, основи та солі, розплави деяких речовин.

ВИЗНАЧЕННЯ

Процес розпаду електролітів на іони у водних розчинах та розплавах під дією електричного струму називається електролітичною дисоціацією.

Розчини деяких речовин у воді не проводять електричного струму. Такі речовини називають неелектроліт. До них відносяться багато органічних сполук, наприклад цукор та спирти.

Теорія електролітичної дисоціації

Теорія електролітичної дисоціації була сформульована шведським ученим С. Арреніусом (1887). Основні положення теорії С. Арреніуса:

- електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені іони;

- під дією електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до катода (катіони), а негативно заряджені - до анода (аніони);

- дисоціація - оборотний процес

КА ↔ К + + А −

Механізм електролітичної дисоціації полягає в іон-дипольній взаємодії між іонами та диполями води (рис. 1).

Мал. 1. Електролітична дисоціація розчину хлориду натрію

Найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язком. Аналогічно дисоціація протікає у молекул, утворених на кшталт полярного ковалентного зв'язку (характер взаємодії – диполь-дипольний).

Дисоціація кислот, основ, солей

При дисоціації кислот завжди утворюються іони водню (H+), а точніше – гідроксонію (H3O+), які відповідають за властивості кислот (кислий смак, дія індикаторів, взаємодія з основами тощо).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

При дисоціації основ завжди утворюються гідроксид-іони водню (OH −), відповідальні за властивості основ (зміна забарвлення індикаторів, взаємодія з кислотами тощо).

NaOH ↔ Na + + OH −

Солі – це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів (або катіон амонію NH 4+) та аніони кислотних залишків.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −

Багатоосновні кислоти та основи дисоціюють східчасто.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I ступінь)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II ступінь)

Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I ступінь)

+ ↔ Ca 2+ + OH −

Ступінь дисоціації

Серед електролітів розрізняють слабкі та сильні розчини. Щоб охарактеризувати цей захід існує поняття та величина ступеня дисоціації (). Ступінь дисоціації – відношення числа молекул, що продісоціювали на іони до загального числа молекул. часто виражають у %.

До слабких електролітів відносяться речовини, у яких децимолярному розчині (0,1 моль/л) ступінь дисоціації менше 3%. До сильних електролітів належать речовини, у яких децимолярному розчині (0,1 моль/л) ступінь дисоціації більше 3%. Розчини сильних електролітів не містять молекул, що не продісоціювали, а процес асоціації (об'єднання) призводить до утворення гідратованих іонів та іонних пар.

На ступінь дисоціації мають особливий вплив природа розчинника, природа розчиненої речовини, температура (у сильних електролітів з підвищенням температури ступінь дисоціації знижується, а у слабких - проходить через максимум в області температур 60 o С), концентрація розчинів, введення в розчин однойменних іонів.

Амфотерні електроліти

Існують електроліти, які при дисоціації утворюють і H + і OH − іони. Такі електроліти називають амфотерними, наприклад: Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 і т.д.

H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −

Іонні рівняння реакцій

Реакції у водних розчинах електролітів – це реакції між іонами – іонні реакції, які записують за допомогою іонних рівнянь у молекулярній, повній іонній та скороченій іонній формах. Наприклад:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (молекулярна форма)

Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (повна іонна форма)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (скорочена іонна форма)

Водневий показник pH

Вода – слабкий електроліт, тому процес дисоціації протікає незначною мірою.

H 2 O ↔ H + + OH −

До будь-якої рівноваги можна застосувати закон мас і записати вираз для константи рівноваги:

K = /

Рівноважна концентрація води – величина стала, отже.

K = = K W

Кислотність (основність) водного розчину зручно виражати через десятковий логарифм молярної концентрації іонів водню, взятий із зворотним знаком. Ця величина називається водневим показником (рН).

У водних розчинах гідроксиди та солі проводять електричний струм у результаті розпаду на заряджені частинки – іони. Цей процес має назву електролітична дисоціація, а речовини, що розпадаються на іони у водяному розчині, називаються електролітами.

Кислотамиз погляду теорії електролітичної дисоціації називають речовини, що розпадаються у водних розчинах на позитивно заряджені іони водню (Н +) та негативно заряджені іони кислотного залишку. Наприклад, соляна кислота дисоціює за рівнянням

HCl↔H + + Cl - .

Позитивно заряджені іони називають катіонами, а негативно заряджені – аніонами.Таким чином, при дисоціації соляної кислоти утворюється катіон водню та аніон хлору ( хлорид-іон).

Число іонів водню, що утворюються при повній дисоціації молекули кислоти, називається основністю кислоти. Так, соляна кислота є одноосновний, а сірчана кислота – двоосновний, т.к. при її дисоціації утворюються два іони водню:

Електроліти можуть дисоціювати (розпадатись на іони) повністю, і такі речовини називають сильними електролітами. Електроліти, що дисоціюють частково, називають слабкими або середніми. Сірчана, азотна та соляна кислоти відносяться до сильних електролітів (сильних кислот), а вугільна кислота є слабкою кислотою (слабким електролітом).

Підставами з погляду теорії електролітичної дисоціації називають речовини, що розпадаються у водних розчинах на позитивно заряджені іони металу та негативно заряджені гідроксид-іони (ОН-). Наприклад, гідроксид натрію дисоціює за рівнянням

NaOH↔Na + + OH - .

Число гідроксид-іонів, що утворюються при повній дисоціації молекули основи, називається кислотністю основи. Так, гідроксид натрію є однокислотним, а гідроксид кальцію - двокислотним:

Ca(OH) 2 ↔ Ca 2+ + 2OH - .

Підстави, як і всі електроліти, можуть бути сильними, слабкими та середньої сили. Гідроксиди натрію, калію та кальцію є сильними основами, а гідроксид амонію – слабкою основою.

Амфотерні гідроксиди можуть дисоціювати як кислоти і як основи:

Zn(OH) 2 ↔ Zn 2+ + 2OH - ;

Zn(OH) 2 ↔ 2H + + ZnO 2 2- .

У реакціях із кислотами амфотерні гідроксиди дисоціюють як основи, а реакціях із основами – як кислоти.

Середні солі у водних розчинах дисоціюють на катіони металу та аніони кислотного залишку:

Кислі солі можуть дисоціювати частково:

або повністю з утворенням крім іону металу також катіону водню:

Відповідно основні солі також можуть дисоціювати частково або повністю:

CaOHCl ↔ CaOH + + + Cl -;

CaOHCl ↔ Ca 2+ + OH - + Cl - .

Більшість солей є потужними електролітами.

1.11. Контрольні питання

1. Які елементи 3-го періоду ПСЕМ відносяться до металів? Відповідь: натрій, магній, алюміній.

2. Які елементи 4-ї групи головної підгрупи відносяться до неметалів, напівметалів, металів?

Відповідь: вуглець, кремній – неметали, германій – напівметал, олово та свинець – метали.

3. Напишіть рівняння реакцій взаємодії цинку (СО+2), фосфору (СО+5) та титану (СО+4) з киснем.

4. Напишіть рівняння реакцій взаємодії кальцію, фосфору (СО +3 і калію з хлором).

5. Напишіть рівняння реакції взаємодії оксиду фосфору(V) та оксиду магнію з водою.

6. Напишіть рівняння реакції взаємодії оксиду магнію з оксидом вуглецю (IV).

7. Напишіть рівняння реакцій взаємодії оксиду алюмінію з оксидом натрію та оксидом сірки (VI).

8. Напишіть рівняння реакції взаємодії соляної кислоти з алюмінієм.

9. Напишіть рівняння реакції взаємодії азотної кислоти з оксидом алюмінію.

10. Напишіть рівняння реакцій взаємодії сірчаної кислоти з гідроксидом калію та гідроксидом заліза (II).

11. Напишіть рівняння реакції взаємодії гідроксиду амонію із соляною кислотою.

12. Напишіть рівняння реакцій взаємодії гідроксиду натрію з оксидом сірки (VI) та оксидом цинку (ступінь окислення цинку +2).

13. Напишіть рівняння реакції взаємодії сульфату заліза (III) з їдким натром, знаючи, що гідроксид заліза (III) не розчинний у воді.

14. Напишіть рівняння реакції взаємодії соляної кислоти з сульфітом натрію (Na 2 SO 3), знаючи, що сірчиста кислота нестійка та розкладається на воду та газоподібний оксид сірки (IV).

15. Напишіть рівняння реакції взаємодії сульфату натрію з хлоридом кальцію, знаючи, що сульфат кальцію не розчинний у воді.

16. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації азотної кислоти, гідроксиду калію та хлориду магнію.

17. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації вугільної кислоти, гідроксиду магнію та сульфату алюмінію.

18. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації фосфорної кислоти (H 3 PO 4) , гідроксиду барію (Ba(OH) 2) та нітрату магнію.

Завдання №7 із рішеннями.

Розберемо завдання №7 із ОДЕ за 2016 рік.

Завдання із рішеннями.

Завдання №1.

Тільки катіони калію та фосфат-аніони утворюються при дисоціації речовини, формула якої

1. KHPO4

2. Ca3(PO4)2

3. KH2PO4

4. K3PO4

Пояснення:якщо при дисоціації утворюються лише катіони калію та фосфат-іони, значить тільки ці іони і входять до складу потрібної речовини. Підтвердимо рівнянням дисоціації:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

Правильна відповідь – 4.

Завдання №2.

До електролітів відноситься кожна з речовин, формули яких

1. N2O, KOH, Na2CO3

2. Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4

3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2SiO3

4. CaCl2, Cu(OH)2, SO2

Пояснення:електроліти - речовини, що проводять електричний струм внаслідок дисоціації на іони у розчинах та розплавах. Отже, електроліти – розчинні речовини.

Правильна відповідь – 2.

Завдання №3.

При повній дисоціації сульфіду натрію утворюються іони

1. Na+ та HS‾

2. Na+ та SO3²‾

3. Na+ та S²‾

4. Na+ та SO4²‾

Пояснення:напишемо рівняння дисоціації сульфіду натрію

Na2S → 2Na+ + S²‾

Отже, правильна відповідь - 3.

Завдання №4.

У переліку іонів

А. Нітрат-іон

Б. Іон амонію

В. Гідроксид-іон

Г. Іон водню

Д. Фосфат-іон

Е. Іон магнію

катіонами є:

1. БГД 2. БГЕ 3. АГЕ 4. ВГЕ

Пояснення:катіони-позитивні частинки, наприклад, іони металів або іон водню. З перерахованих - це іон амонію, іон водню та магнію. Правильна відповідь – 2.

Завдання №5.

Чи вірні такі міркування про електролітичну дисоціацію солей?

А. Всі солі при дисоціації утворюють катіони металів, катіони водню та аніони кислотних залишків

Б. Солі в процесі дисоціації утворюють катіони металів та аніони кислотних залишків.

1. Правильно лише А

2. Правильно лише Б

3. Вірні обидва судження

4. Обидві судження невірні

Пояснення:Тільки кислі солі при дисоціації утворюють катіони водню, отже, А-невірно, тоді як Б - правильно. Наведемо приклад:

NaCl → Na+ + Cl‾

Правильна відповідь – 2.

Завдання №6.

Однакове число молей катіонів і аніонів утворюється при повній дисоціації у водному розчині 1 моль

1. KNO3

2. CaCl2

3. Ba(NO3)2

4. Al2(SO4)3

Пояснення:у цьому рівнянні ми можемо або написати рівняння дисоціації та подивитися на отримані коефіцієнти, або подивитися на індекси у формулах даних солей. Однакове число молей є лише у молекули KNO3:

KNO3 → K+ + NO3‾

Правильна відповідь – 1.

Завдання №7.

Хлорид-іони утворюються в процесі дисоціації речовини, формула якої

1. KClO3

2. AlCl3

3. NaClO

4. Cl2O7

Пояснення:Серед наведених речовин хлорид-іони є лише в молекулі хлориду алюмінію – AlCl3. Наведемо рівняння дисоціації цієї солі:

AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾

Правильна відповідь – 2.

Завдання №8.

Іони водню утворюються при дисоціації речовини, формула якої

1. H2SiO3

2. NH3xH2O

3. HBr

4. NaOH

Пояснення:іони водню входять, серед перерахованих, тільки HBr: HBr → H+ + Br‾

(H2SiO3 у розчині дисоціює на Н2О та SiO2)

Правильна відповідь – 3.

Завдання №9.

У переліку речовин:

А. Сірчана кислота

Б. Кисень

В. Гідроксид калію

Г. Глюкоза

Д. Сульфат натрію

Е. Етиловий спирт

до електролітів відносяться:

1. ДЕ 2. ​​АБГ 3. ВДЕ 4. АВД

Пояснення:електроліти - це сильні кислоти, основи чи солі. Серед перерахованих – це сірчана кислота (H2SO4), гідроксид калію (KOH), сульфат натрію (Na2SO4). Правильна відповідь – 4.

Завдання №10.

У процесі дисоціації фосфат-іони утворюють кожну з речовин, формули яких

1. H3PO4, (NH4)3PO4, Cu3(PO4)2

2. Mg3(PO4)2, Na3PO4, AlPO4

3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4

4. K3PO4, H3PO4, Na3PO4

Пояснення:як і в попередньому завданні, тут нам потрібно знати, що електроліти - це сильні кислоти або розчинні солі, як, наприклад, №4:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

H3PO4 → 3H+ + PO4³‾

Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾

Правильна відповідь – 4.

Завдання для самостійного вирішення.

1. Іони водню та кислотного залишку утворюються в процесі електролітичної дисоціації:

1. Води

2. Азотна кислота

3. Кремнієвої кислоти

4. Нітрату калію

2. Електролітами є кожна з речовин, формули яких:

1. KOH, H2O(дист), CaCl2

2. BaSO4, Al(NO3)3, H2SO4

3. BaCl2, H2SO4, LiOH

4. H2SiO3, AgCl, HCl

3. Чи вірні такі міркування про електроліти?

А. Азотна та сірчана кислоти є сильними електролітами

Б. Сірководень у водному розчині повністю розпадається на іони

1. Правильно лише А

2. Правильно лише Б

3. Вірні обидва судження

4. Обидві судження невірні

4. Електролітом є кожна з двох речовин

1. Сульфід міді (II) та етанол

2. Соляна кислота та сульфат калію

3. Оксид ртуті (II) та сульфат кальцію

4. Карбонат магнію та оксид азоту (I)

5. У водному розчині ступінчасто дисоціює

1. Нітрат міді (II)

2. Азотна кислота

3. Сірчана кислота

4. Гідроксид натрію

6. Чи вірні наступні судження про електроліти

А. Гідроксид берилію та гідроксид заліза (III) є сильними електролітами

Б. Нітрат срібла у водному розчині повністю розпадається на іони

1. Правильно лише А

2. Правильно лише Б

3. Вірні обидва судження

4. Обидві судження невірні

7. Сульфат-іони утворюються в процесі дисоціації

1. Сульфіду калію

2. Сірководневої кислоти

3. Сульфіду міді

4. Сульфату барію

8. Загальні хімічні властивості гідроксиду натрію та гідроксиду барію обумовлені

1. Наявністю в їх розчинах іонів натрію та барію

2. Їхньою доброю розчинністю у воді

3. Наявністю у складі трьох елементів

4. Наявністю в їх розчинах гідроксид-іонів

9. Катіоном є

1. Сульфат-іон

2. Іон натрію

3. Сульфід-іон

4. Сульфіт-іон

10. Аніон є

1. Іон кальцію

2. Силікат-іон

3. Іон магнію

4. Іон амонію

Надані завдання було взято зі збірки для підготовки до ОДЕ з хімії авторів: Корощенко О.С. та Купцової А.А.