Eine Zusammenfassung der Lektion in der Chemie: "Elektrolytische Dissoziation. Wasserstoffindikator. Ionische Austauschreaktionen." Chemie-Tutor-Handbuch Arbeit 2 Elektrolytische Dissoziation der Ionenaustauscherreaktion

Während der Lektion erkunden wir das Thema "Elektrolytische Dissoziation. Ionenaustauschreaktionen. Betrachten Sie die Theorie der elektrolytischen Dissoziation und lernen Sie die Bestimmung von Elektrolyten kennen. Wir werden die physische und chemische Theorie der Lösungen kennenlernen. Betrachten Sie im Hinblick auf die Theorie der elektrolytischen Dissoziation, die Bestimmung von Basen, Säuren und Salzen sowie Erfahren, wie Sie die Gleichungen der Ionenaustauschreaktionen machen und die Bedingungen ihrer Irreversibilität erfahren.

Thema: Lösungen und ihre Konzentration, dispergierte Systeme, elektrolytische Dissoziation

Lektion: Elektrolytische Dissoziation. Ionenaustauschreaktionen.

1. Physische und chemische Theorie der Lösungen

Sogar bei der Morgendämmerung bemerkte die Untersuchung elektrischer Phänomene, wissen Wissenschaftler, dass der Strom nicht nur Metalle, sondern auch Lösungen durchgeführt werden kann. Aber nicht alles. Somit sind die wässrigen Lösungen der Kochsalze und anderer Salze, Lösungen starker Säuren und Alkalien gut durchgeführt. Lösungen von Essigsäure, Kohlendioxid und Schwefelgas verbringen es viel schlechter. Die Lösungen von Alkohol, Zucker und den meisten anderen organischen Verbindungen leiten jedoch überhaupt keinen elektrischen Strom.

Elektrischer Strom ist die Richtungsbewegung von frei geladenen Partikeln. In Metallen wird eine solche Bewegung durch relativ freie Elektronen, elektronisches Gas durchgeführt. Aber nicht nur Metalle sind in der Lage, elektrische Strom auszuführen.

Elektrolyte - Dies sind Substanzen, Lösungen oder Schmelzen, deren elektrischer Strom durchgeführt werden.

Neelektrika - Dies sind Substanzen, Lösungen oder Schmelzen, von denen nicht durch elektrische Strom durchgeführt werden.

Um die elektrische Leitfähigkeit einiger Lösungen zu beschreiben, ist es notwendig, zu verstehen, was eine Lösung ist. Bis zum Ende des XIX-Jahrhunderts gab es 2 Haupttheorie der Lösungen:

· Physisch. Entsprechend dieser Theorie, Lösung - dies ist eine rein mechanische Mischung aus Bauteilen, und es besteht keine Interaktion zwischen Partikeln darin. Sie beschrieb die Eigenschaften von Elektrolyten gut, hatte jedoch bestimmte Schwierigkeiten in der Beschreibung der Lösungen von Elektrolyten.

· Chemisch. Nach dieser Theorie tritt bei der Auflösung eine chemische Reaktion zwischen der solübulären Substanz und dem Lösungsmittel auf. Dies wird durch das Vorhandensein des thermischen Effekts während der Auflösung sowie der Farbänderung bestätigt. Wenn beispielsweise das weiße wasserfreie Kupfersulfat gelöst ist, ist eine gesättigte blaue Lösung gebildet.

Die Wahrheit war zwischen diesen beiden extremen Punkten. Der chemische und physikalische Prozess verläuft nämlich in Lösungen.

Feige. 1. Svan Arrhenius

1887, der schwedische Physiko - Chemiker Svante Arrhenius (Abb. 1), deutete die Erkundung der elektrischen Leitfähigkeit von wässrigen Lösungen an, dass die Substanzen in solchen Lösungen in geladene Partikel - Ionen zerfallen, die sich in die Elektroden bewegen können - eine negativ geladene Kathode und ein positiv Anode aufgeladen.

Dies ist die Ursache des elektrischen Stroms in Lösungen. Dieser Prozess wurde als elektrolytische Dissoziation bezeichnet (wörtliche Übersetzung - Spaltung, Zersetzung unter der Elektrizitätswirkung). Dieser Name geht davon aus, dass Dissoziation unter der Wirkung des elektrischen Stroms auftritt. Weitere Studien haben gezeigt, dass dies nicht der Fall ist: Ionen sind nur Ärmel in der Lösung und existieren darin, unabhängig davon, ob er durch eine Stromlösung läuft oder nicht. Bei der aktiven Beteiligung des Sevante Arrhenius wurde die Theorie der elektrolytischen Dissoziation formuliert, die oft zu Ehren dieses Wissenschaftlers aufgerufen wird. Die Hauptidee dieser Theorie besteht darin, dass die Elektrolyte unter der Wirkung des Lösungsmittels spontan in Ionen zerfallen. Und diese Ionen handelt es sich um Ladungsträger und sind für die elektrische Leitfähigkeit der Lösung verantwortlich.

2. Die Hauptbestimmungen der Theorie der elektrolytischen Dissoziation

1. Elektrolyte in Lösungsmitteln unter der Wirkung des Lösungsmittels zerfallen spontan in Ionen. Ein solcher Prozess wird aufgerufen elektrolytische Dissoziation. Dissoziation kann auch passieren, wenn Sie feste Elektrolyte malten.

2. Die Ionen unterscheiden sich von den Atomen in Zusammensetzung und Eigenschaften. In wässrigen Lösungen befinden sich Ionen in einem hydratisierten Zustand. Die hydratisierten Ionen unterscheiden sich in den Eigenschaften der Ionen im gasförmigen Zustand der Substanz. Dies wird auf diese Weise erläutert: In den ionischen Verbindungen sind Kationen und Anionen bereits anfangs vorhanden. Wenn gelöst, beginnt das Wassermolekül an die aufgeladenen Ionen zu nähern: einen positiven Pol - zum negativen Ion, negativer Pol - Positiv. Ionen werden hydratisiert genannt (Abb. 2).

3. In Lösungen oder Schmelzen von Elektrolyten bewegen sich die Ionen zufällig, aber wenn der elektrische Strom passiert ist, bewegen sich die Ionen in Richtung: Kationen - zu Kathoden, Anionen - zur Anode.

3. Basen, Säuren, Salze im Licht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation

Im Hinblick auf die Theorie der elektrolytischen Dissoziation ist es möglich, die Basen, Säuren und Salze als Elektrolyte zu bestimmen.

Basis- Dies sind Elektrolyte, infolge von Dissoziation, von denen nur eine Art von Anionen in wässrigen Lösungen ausgebildet ist: Hydroxidanion: OH-.

NaOH ↔ Na + + Oh-

Die Dissoziation von Basen, die mehrere Hydroxylgruppen enthalten, erfolgt schrittweise:

BA (oh) 2 ba (oh) + + oh- erste Bühne

BA (oh) + ↔ BA2 + + 2OH- Zweitstufe

BA (OH) 2 BA2 + + 2 OH- Gesamtgleichung

Acid - Dies sind Elektrolyte, infolge von Dissoziation, von denen nur ein Typ von Kationen in wässrigen Lösungen gebildet wird: H +. Das Wasserstoffion wird als hydratisiertes Proton bezeichnet und zeigt H3O + an, aber H + ist zur Vereinfachung geschrieben.

HNO3.HERNUNG H + + NO3-

Mehrzwecksäuren dissoziieren schrittweise:

H3PO 4 H + + H2PO4- Erste Stufe

H2PO4- ↔ H + + HPO42- Zwei-Bühne

HPO42-↔ H + + PO43- Dritte Bühne

H3PO4. 3H + + PO43-Gesamtgleichung

Sololi. - Dies sind Elektrolyte, die in wässrigen Lösungen an Metallkationen und Anionen des Säurestests dissoziieren.

NA2SO4 ↔ 2na + + SO42-

Mittlere Salze - dies sind Elektrolyte, dissoziieren in wässrigen Lösungen an Metallkationen oder Ammoniumkationen und einem Anionen des Säurestests.

Grundsalze. - Dies sind Elektrolyte, dissoziieren in wässrigen Lösungen an Metallkationen, Anionenhydroxid und Anionen des Säurestests.

Saure Salze - dies sind Elektrolyte, dissoziieren in wässrigen Lösungen an Metallkationen, Hydrogenkationen und einem Anionen des Säurestrests.

Doppelte Salze - Dies sind Elektrolyte, die in wässrigen Lösungen auf den Kationen verschiedener Metalle und Anionen des Säurestests dissoziieren.

KAL (SO4) 26. + AL3 + + 2SO42

Mischsalze - Dies sind Elektrolyte, dissoziieren in wässrigen Lösungen an Metallkationen und Anionen mehrerer Säurerückstände

4. Starke und schwache Elektrolyte

Elektrolytische Dissoziation auf einen Grad oder einen anderen - der Prozess ist reversibel. Beim Auflösen einiger Verbindungen wird das Dissoziationsgleichgewicht weitgehend in Richtung der dissoziierten Form verschoben. In Lösungen solcher Elektrolyte erfolgt Dissoziation fast irreversibel. Beim Schreiben der Dissoziationsgleichungen sind solche Substanzen daher geschrieben oder ein Zeichen der Gleichheit oder eines direkten Pfeils, das bezeichnet, dass die Reaktion fast irreversibel auftritt. Solche Substanzen anrufen stärkerelektrolyte.

Schwach Die Elektrolyte werden aufgerufen, in der die Dissoziation leicht auftritt. Verwenden Sie beim Schreiben das Reversibilitätszeichen. Tabelle. einer.

Für eine quantitative Bewertung der Kraft des Elektrolyts wurde ein Konzept eingeführt elektrolytisches Grad.dissoziation.

Die Kraft des Elektrolyten kann durch gekennzeichnet sein chemische Gleichgewichtskonstanten Dissoziation. Es wird als Dissoziation konstant genannt.

Faktoren, die den Grad der elektrolytischen Dissoziation beeinflussen:

· Die Art des Elektrolyten

· Elektrolytkonzentration in Lösung

· Temperatur.

Mit zunehmender Temperatur und Verdünnung der Lösung nimmt der Grad der elektrolytischen Dissoziation zu. Daher ist es möglich, die Leistung des Elektrolyts abzuschätzen, wobei sie nur unter den gleichen Bedingungen verglichen werden. Für die Standardaufnahme t \u003d 180c und c \u003d 0,1 mol / l.

5. Ionenaustauschreaktionen

Die Essenz der Reaktion in Elektrolytlösungen wird durch eine ionische Gleichung ausgedrückt. Es berücksichtigt die Tatsache, dass die Elektrolyte in einer Lösung in Form von Ionen vorhanden ist. Und schwache Elektrolyte und ungültige Substanzen werden in einer durch Ion dissoziierten Form aufgezeichnet. Die Löslichkeit von Elektrolyt in Wasser kann nicht als Kriterium für seine Festigkeit verwendet werden. Viele wasserunlösliche Salze sind starke Elektrolyte, aber die Konzentration der Ionen in der Lösung ist aufgrund ihrer geringen Löslichkeit sehr gering. Deshalb werden sie beim Schreiben der Reaktionengleichungen mit der Beteiligung solcher Substanzen in der nicht auslösenden Form akzeptiert .

Reaktionen in Elektrolytlösungen fließen in Richtung von Bindungsionen.

Es gibt mehrere Formen der Ionenbindung:

1. Bildung von Niederschlag

2. Gasfreigabe.

3. Die Bildung von schwachem Elektrolyt.

· 1. Bildung von Niederschlag:

BACL2 + NA2CO3 → Baco3 ↓ + 2NACL.

BA2 ++ 2Cl - + 2NA ++ CO32- → Baco3 ↓ + 2NA ++ 2Cl-volle Ionengleichung

BA2 + + CO32- → Baco3 ↓ Abkürztes Ionengleichung.

Die abgekürzte Ionengleichung zeigt, dass bei der Wechselwirkung jeder löslichen Verbindung, die das BA2 + -Ionen enthält, mit einer Verbindung, die CO32-Carbonat-Anion enthält, was zu einem unlöslichen Baco3 ↓ ausfällt.

· 2. Gasfreigabe:

NA2CO3 + H2SO4 → NA2SO4 + H2O + CO2 &

Lektion 9 10. Klasse (Erstes Jahr des Studiums)

Theorie der elektrolytischen Dissoziation. Ionenaustauschreaktionsplan

1. Elektrolyte und Nichtelektrolyte.

2. Die Theorie der elektrolytischen Dissoziation (TED) s.a.Arlenius.

3. Mechanismus der elektrolytischen Dissoziation von Elektrolyten mit ionischer und kovalenter polarer Bindung.

4. der Grad der Dissoziation.

5. Säuren, Basen, Amphoterhydroxide, Salze aus Sicht der TED.

6. Der Wert von Elektrolyten für lebende Organismen.

7. Dissoziation von Wasser. Ionisches Produkt von Wasser. Wasserstoffindikator. Das Medium wässriger Lösungen von Elektrolyten. Indikatoren.

8. Die Reaktionen des Ionenaustauschs und der Bedingungen für ihren Fluss.

Durch die Fähigkeit, einen elektrischen Strom in wässriger Lösung oder Schmelze auszuführen, können alle Substanzen in Elektrolyte und Nichtelektrolyte unterteilt werden.

Elektrolyte - Dies sind Substanzen, Lösungen oder Schmelzen, von denen der elektrische Strom durchgeführt wird; In Elektrolyten (Säuren, Salze, Alkalien) gibt es ionische oder polare kovalente Bindungen.

Neelektrika - Dies sind Substanzen, Lösungen oder Schmelzen, von denen kein elektrischer Strom durchgeführt wird; In den Molekülen von Nichtelektrolyten (organische Substanzen, Gase, Wasser) kovalente kovalente Bindungen oder niedrig-polarer.

Um die elektrische Leitfähigkeit von Lösungen und Schmelzen von Elektrolyten zu erklären, erstellt Arrhenius 1887 theorie der elektrolytischen DissoziationDie Grundbestimmungen, deren Grundsätze wie folgt klingen.

1. Elektrolytmoleküle in Lösung oder Schmelze sind Dissoziation ausgesetzt (zerfällt auf Ionen). Der Prozess des Zerfalls von Elektrolytmolekülen pro Ionen in Lösung oder Schmelze wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet. Ionen - Dies sind Partikel mit einer Ladung. Positiv aufgeladene Ionen - kationennegativ geladen - anionen. Die Eigenschaften von Ionen unterscheiden sich von den Eigenschaften der entsprechenden neutralen Atome, die durch die unterschiedliche elektronische Struktur dieser Partikel erläutert werden.

2. In Lösung oder Schmelze bewegen sich Ionen chaotisch. Wenn der elektrische Strom jedoch durch eine Lösung oder Schmelze geleitet wird, wird die Bewegung von Ionen bestellt: Die Kationen bewegen sich in die Kathode (negativ geladene Elektrode) und Anionen an der Anode (positiv geladene Elektrode).

3. Dissoziation ist ein reversibler Prozess. Gleichzeitig mit Dissoziation geht verband - der Prozess der Bildung von Molekülen aus Ionen.

Die Gesamtbetrag der Ladungsladungen in Lösung oder Schmelze ist gleich der Gesamtmenge der Anionen angeladen und das gegenüberliegende vom Zeichen; Die Lösung insgesamt ist elektronisch.

Die Hauptursache für Dissoziation in Lösungen mit einem polaren Lösungsmittel ist die Solvatation von Ionen (bei wässrigen Lösungen - Hydratation). Die Dissoziation von ionischen Verbindungen in wässriger Lösung fließt vollständig (KCl, Lino 3, BA (OH) 2 usw.). Die Elektrolyte mit polarer kovalenter Bindung können in Abhängigkeit von der Polarität der Bindung teilweise oder vollständig dissoziiert werden (H 2 SO 4, HNO 3, HI usw.). Hydratisierte Ionen sind in einer wässrigen Lösung ausgebildet, aber für die einfache Aufnahme sind Ionen ohne Wassermoleküle in den Gleichungen dargestellt:

Einige Elektrolyte dissoziieren vollständig, andere sind teilweise. Das Konzept wird eingegeben, um die Dissoziation zu charakterisieren. der Grad der elektrolytischen Dissoziation . Der Wert der Anzahl der dissoziierten Moleküle n. zur Anzahl der gelösten Moleküle N. Elektrolyt in Lösung:

= n./N..

Der Dissoziationsgrad steigt zunimmt, wenn die Lösung verdünnt wird und mit einer Erhöhung der Temperatur der Lösung. In Abhängigkeit von dem Dissoziationgrad sind die Elektrolyte in starke, mittlere Festigkeit und schwach unterteilt. Starke Elektrolyte sind in der Lösung fast vollständig dissoziiert, ihr Dissoziation ist größer als 30% und neigt bis zu 100%. Die durchschnittlichen Elektrolyte umfassen Elektrolyte, deren Dissoziationsgrad von 3 bis 30% liegt. Der Grad der Dissoziation von schwachen Elektrolyten beträgt weniger als 3%. Starke Elektrolyte umfassen Salze, starke Säuren, Alkalien. Zu schwachen - schwachen Säuren, unlöslichen Basen, Ammoniumhydroxid, Wasser.

Aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation ist es möglich, die Substanzen verschiedener Klassen zu bestimmen.

Acid - Dies sind Elektrolyte, die die Dissoziation von Wasserstoffkationen und einem Anionen des Säurestests bilden. Die Anzahl der Dissoziationsschritte hängt von der Basizität der Säure ab, zum Beispiel:

HCl H + + CL -,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 - 2H + + CO 3 2-.

Basis - Dies sind Elektrolyte, distanzieren auf Metallkationen und Anionen Hydroxygruppen. Die Anzahl der Dissoziationsschritte hängt von der Säure der Basis ab, zum Beispiel:

Naoh na + + 2oh -,

CA (OH) 2 CAOH + + OH - CA 2+ + 2OH -.

Amphoteric-Hydroxide. - Dies sind schwache Elektrolyte, die für Dissoziation sowohl Hydrogenkationen als auch Hydroxygruppenanionen bilden, zum Beispiel:

Zn (oh) 2 znoh + + oh - zn 2+ + 2OH -,

H 2 ZNO 2 H + + HZNO 2 - 2H + + ZNO 2 2-.

Mittlere Salze - Dies sind Elektrolyte, dissoziieren Sie Metall und Anionen des Säurestests auf Metallkationen, zum Beispiel:

Na 2 SO 4 2NA + + SO 4 2-.

Saure Salze - Dies sind Elektrolyte, die auf Metallkationen und komplexen Anionen dissoziieren, die Wasserstoffatome und einen Säurestückstand umfassen, beispielsweise:

Naenso 3 na + + nso 3 -.

Grundsalze. - Dies sind Elektrolyte, dissoziieren Sie saure Rückstände und komplexe Kationen, die aus Metall- und Hydroxygruppenatomen bestehen, beispielsweise:

Cu (on) sl cuon + + sl -.

Komplexe Salze - Dies sind Elektrolyte, die ein komplexe komplexe Ionen bilden, die in wässrigen Lösungen ziemlich stabil sind, zum Beispiel:

K 3 3k + + 3-.

Elektrolyte sind ein wesentlicher Bestandteil von Flüssigkeiten und Stoffen lebender Organismen. Für den normalen Fluss physiologischer und biochemischer Prozesse, Natrium, Kalium, Calcium, Magnesium, Wasserstoff, Wasserstoffanionen, Sulfationen, Kohlenwasserstoffionen, Hydroxidionen usw. sind erforderlich. Die Konzentrationen dieser Ionen im menschlichen Körper sind unterschiedlich. So sind beispielsweise Natrium- und Chlor-Ionen-Konzentrationen sehr signifikant und täglich aufgefüllt. Die Konzentrationen von Wasserstoffionen und Hydroxidionen sind sehr gering, spielen jedoch eine große Rolle in den Lebensverfahren, die zur normalen Funktionierung von Enzymen, Metabolismus, Verdauungsnahrung usw. beitragen.

Dissoziation des Wassers..

Wasserstoffindikator

Wasser ist ein schwacher amphoterer Elektrolyt. Die Wasserdissoziationsegleichung ist:

H 2 O n + + er -

2n 2 o h 3 o + + es ist.

Die Konzentration an Protonen und Hydroxidionen in Wasser ist gleich und beträgt 10 -7 Mol / l bei 25 ° C.

Das Produkt von Konzentrationen von Wasserstoffionen und Hydroxidionen wird genannt durch ionisches Wasser Und bei 25 ° C ist 10 -14.

Das Medium jeder wässerigen Lösung kann durch die Konzentration von N + -Ionen oder sie gekennzeichnet sein. Es gibt neutrale, saure und alkalische Lösungen.

In der neutralen Umgebung der Lösung:

10 -7 mol / l,

in einer sauren Lösung Lösung:

\u003e, d. H. \u003e 10 -7 mol / l,

in einer alkalischen Umgebung:

\u003e, d. H. \u003e 10 -7 mol / l.

Um die Lösungsumgebung zu charakterisieren, ist es praktisch, den Wasserstoffanzeiger des pH-Werts (Tabelle 1, siehe S. 14) zu verwenden. Wasserstoffindikator - Dies ist ein negativer Dezimallogarithmus der Wasserstoffionenkonzentration:

pH \u003d -lg.

Lektion: Elektrolytische Dissoziation. Wasserstoffindikator. Ionenaustauschreaktionen.
Ziele: systematisierung des Wissens von Studenten an der elektrolytischen Dissoziation. Zeigen Sie eine wissenschaftliche Leistung der Gründer der Theorie. Zeigen die Abhängigkeit der Eigenschaften von Substanzen aus ihrer Struktur. Erstellen Sie Wissen, das Wissen über das Thema in einem einzelnen System gewonnen hat.
Aufgaben: Verbessern Sie die Fähigkeiten und Fähigkeiten, um Dissoziation Gleichungen, Ionengleichungen, Hydrolysegleichungen zusammenzustellen. Um die Fähigkeit zu bilden, das Medium von Lösungen verschiedener Salze vorherzusagen. Systematisierung des Wissens von Studenten zur Hydrolyse organischer Substanzen. Entwickeln Sie die Fähigkeit, Schlussfolgerungen zu beobachten, zu analysieren und zu ziehen.
Ausrüstung und Reagenzien : Multimediasector, Computer.

Während der Klassen

Lebenszeit organisieren.

Aktualisierung von Referenzwissen:

Studenten geben nach Plan eine Antwort an:
- Was ist die elektrische Leitfähigkeit von Lösungen?
- Elektrolytische Dissoziation von Salzen, Basen und Säuren.
- Mechanismus der elektrolytischen Dissoziation von Substanzen mit Ionbindung.

Ein neues Thema zusammenfassen:- Warum Lösungen von Säuren, Salzen und Alkalien elektrischen Strom führen?

Warum der Siedepunkt der Elektrolytlösung immer höher ist als der Siedepunkt der Lösung ist kein Elektrolyt derselben Konzentration?

Ein neues Material studieren:

1. Konzept der elektrolytischen Dissoziation

1887 schwedische Physikoschemiker Svan Arrhenius, Erkundung der elektrischen Leitfähigkeit von wässrigen Lösungen, schlug vor, dass die Substanzen in solchen Lösungen in geladene Partikel - Ionen zerfallen, die sich in die Elektroden bewegen können - eine negativ geladene Kathode und eine positiv geladene Anode.

Dies ist die Ursache des elektrischen Stroms in Lösungen. Dieser Prozess wurde aufgerufenelektrolytische Dissoziation. (wörtliche Übersetzung - Spaltung, Zersetzung unter der Elektrizitätswirkung). Dieser Name geht davon aus, dass Dissoziation unter der Wirkung des elektrischen Stroms auftritt. Weitere Studien haben gezeigt, dass dies nicht so ist: Ionen sind nur Gebühren von Gebühren in der Lösung und existieren darin, unabhängig davon, ob der Strom im Gange ist oder nicht. Bei der aktiven Beteiligung des Abwassers von Arrhenius wurde die Theorie der elektrolytischen Dissoziation formuliert, die häufig zu Ehren dieses Wissenschaftlers verwiesen wird. Die Hauptidee dieser Theorie besteht darin, dass die Elektrolyte unter der Wirkung des Lösungsmittels spontan in Ionen zerfallen. Und diese Ionen handelt es sich um Ladungsträger und sind für die elektrische Leitfähigkeit der Lösung verantwortlich.

Elektrischer Strom ist die Richtungsbewegung von frei geladenen Partikeln. Sie wissen bereits, dass Lösungen und Schmelzen von Salzen und Alkali elektrisch leitend, da sie nicht aus neutralen Molekülen bestehen, sondern von aufgeladenen Partikeln - Ionen. Beim Schmelzen oder Auflösen von Ionen werdenkostenlos elektrische Ladungsträger.

Der Zerfallsprozess der Substanz auf freien Ionen während seiner Auflösung oder zum Schmelzen wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet.

2. Das Wesen der elektrolytischen Dissoziation von Salzen

Die Essenz der elektrolytischen Dissoziation besteht darin, dass Ionen unter dem Einfluss von Wassermolekül frei werden. Abb.1. Der Prozess des Zerfalls des Elektrolyts pro Ionen wird mit einer chemischen Gleichung angezeigt. Wir schreiben die Dissoziationsgleichung von Natriumchlorid und Calciumbromid. Bei der Dissoziation eines Betennatriumchlorids werden ein Mol Natriumkationen und ein Mol von Chloridanionen gebildet.NaCl. ⇄ Na + + cl-

In der Dissoziation eines betenteten Calciumbromids werden ein Mol Natriumkationen und zwei Betenbromid-Anionen gebildet.

Cabr2. ⇄ Ca2 + + 2br-

Hinweis: Da die elektronische Partikelformel auf der linken Seite der Gleichung aufgenommen wird, sollte die Gesamtladung von Ionen Null sein.

Ausgabe : Während der Dissoziation von Salzen sind Metallkationen und Anionen des Säurestests gebildet.

3. Essenz der elektrolytischen Dissoziation von Alkalien

Betrachten Sie die elektrolytische Dissoziation von Alkalien. Schreiben Sie die Dissoziationsgleichung in Kaliumhydroxidlösung und Bariumhydroxid.

Während der Dissoziation von einem Mol Kaliumhydroxid werden ein Mol Kaliumkationen und ein Mol Hydroxidanionen gebildet.Koh. ⇄ K + + oh-

In der Dissoziation eines Betens des Bariumhydroxids sind ein Mol von Bariumkationen und zwei Hydroxidhaufen - Anionen gebildet.Ba (oh) 2 ⇄ BA2 + + 2 OH-

Ausgabe: mit elektrolytischer Dissoziation werden Alkalien von Metallkationen und Hydroxidanionen gebildet.

Die in Wasser unlöslichen Basen sind praktisch nicht elektrolytischer Dissoziation ausgesetzt, da sie in Wasser praktisch unlösbar sind, und wenn er erhitzt wird, ist es, dass die Schmelze sie nicht empfangen kann.

4. Essenz des Prozesses der Elektrolytsäure-Dissoziation

Betrachten Sie den Prozess der Elektrolytsäure-Dissoziation. Säure-Moleküle werden durch eine kovalente polare Bindung gebildet, und somit bestehen Säuren nicht aus Ionen, sondern von Molekülen.

Die Frage stellt sich - wie dann Säure dissoziiert, dh, wie freie geladene Partikel in Säuren gebildet werden? Es stellt sich heraus, dass die Ionen bei aufgelösten Ionen in sauren Lösungen ausgebildet sind.

Betrachten Sie den Prozess der elektrolytischen Dissoziation von Chloridprodukten in Wasser, aber dafür werden wir den Aufbau der Moleküle von ChloroNor und Wasser schreiben. Beide Moleküle werden durch eine kovalente polare Bindung gebildet. Die Elektronendichte im Chloridmolekül wird in das Chloratom, und im Wassermolekül - auf das Sauerstoffatom verschoben. Das Wassermolekül ist in der Lage, die Wasserstoffkation von dem Chloridmolekül zu reißen, während die H3O + -hydroxoniekation gebildet wird.

Dann sieht die Gleichung der Dissoziation von ChloroNor so aus:HCL. ⇄ H + + cl-

5. Step Dissoziationssäuren

Geschwindigkeitsdissoziation von Schwefelsäure

Betrachten Sie den Prozess der elektrolytischen Dissoziation von Schwefelsäure. Schwefelsäure dissoziatiert in zwei Stufen.

I-I Dissoziationsphase

In der ersten Stufe ist eine Kation von Wasserstoff gebrochen und Hydroulfatanion ist gebildet.

H2SO 4. ⇄ H + + HSO4-

hydrosulfatanion.

II - Ich bin ein Stadium der Dissoziation

In der zweiten Stufe treten weitere Dissoziation von Hydrosulfatanionen auf.Hso4- ⇄ H + + SO42-

Diese Stufe ist reversibel, d. H. Die Sulfat-Formionen können die Hydrogenkationen befestigen und in Hydrosulfatanionen wenden. Dies ist ein Zeichen der Umkehrbarkeit gezeigt.

Es gibt Säuren, die in der ersten Stufe nicht vollständig dissoziiert sind - solche Säuren sind schwach. Zum Beispiel Kohlesäure H2CO3.

Die Wasserstoffanzeige kennzeichnet die Konzentration freier Wasserstoffionen in Wasser.

Zur Erleichterung der Anzeige wurde ein spezielles Indikator eingeführt, der als pH-Wert bezeichnet und den Logarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen darstellt, die mit dem gegenüberliegenden Zeichen aufgenommen wurde, d. H. pH \u003d -LOG.

Wenn es leichter zu sprechen ist, wird der pH-Wert durch die quantitative Beziehung im Wasser der Ionen bestimmt + und er - erzeugt während der Dissoziation von Wasser. Wenn in Wasser ein niedriger Gehalt an freien Wasserstoffionen (pH-\u003e 7) im Vergleich zu Ionen - , dann hat Wasser eine alkalische Reaktion und mit dem erhöhten Ionengehalt + (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.

Reflexion: Machen Sie einen Synkievin

D / s:

Lektion zusammenfassen

In dieser Lektion haben Sie gelernt, dass Lösungen von Säuren, Salzen und Alkali elektrisch leitfähig, da die geladenen Teilchen während ihrer Auflösungsionen gebildet werden. Ein solcher Prozess wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet. Während der Dissoziation von Salzen werden Metallkationen und Anionen von Säurestresten gebildet. Mit Alkalis-Dissoziation werden Metallkationen und Hydroxidanionen gebildet. Während der Dissoziation von Säuren sind Hydrogenkationen und Anionen des Säurestests gebildet.

Elektrischer Strom ist die Richtungsbewegung von frei geladenen Partikeln . In Metallen wird eine solche Bewegung durch relativ freie Elektronen, elektronisches Gas durchgeführt. Aber nicht nur Metalle sind in der Lage, elektrische Strom auszuführen.

Elektrolyte sind Substanzen, Lösungen oder durch elektrische Strom geschmolzen.

Neelektrikate sind Substanzen, Lösungen oder Schmelzen, von denen der elektrische Strom nicht leitet.

Um die elektrische Leitfähigkeit einiger Lösungen zu beschreiben, ist es notwendig, zu verstehen, was eine Lösung ist. Bis zum Ende des XIX-Jahrhunderts gab es 2 Haupttheorie der Lösungen.

· Physisch. Gemäß dieser Theorie ist die Lösung ein rein mechanisches Gemisch von Bauteilen und keine Wechselwirkung zwischen Partikeln darin. Sie beschrieb die Eigenschaften von Elektrolyten gut, hatte jedoch bestimmte Schwierigkeiten in der Beschreibung der Lösungen von Elektrolyten.

· Chemisch. Nach dieser Theorie tritt bei der Auflösung eine chemische Reaktion zwischen der solübulären Substanz und dem Lösungsmittel auf. Dies wird durch das Vorhandensein eines thermischen Effekts bestätigt, wenn auch durch Farbänderung aufgelöst wird. Wenn zum Beispiel aus weiß wasserfreiem Kupfersulfat gelöst ist, wird eine gesättigte blaue Lösung gebildet.

Die Wahrheit war zwischen diesen beiden extremen Punkten. Nämlich Die Lösungen verläuft und der chemische und physikalische Prozess..

Im Jahr 1887 sugfte der schwedische Physiko - Chemiker Svante Arrhenius, die die elektrische Leitfähigkeit wässriger Lösungen erforschte, dass die Substanzen in solchen Lösungen in geladene Partikel - Ionen zerfallen, die sich in Elektroden bewegen können - eine negativ geladene Kathode und eine positiv geladene Anode.

Dies ist die Ursache des elektrischen Stroms in Lösungen. Dieser Prozess wurde aufgerufen elektrolytische Dissoziation. (wörtliche Übersetzung - Spaltung, Zersetzung unter der Elektrizitätswirkung). Dieser Name geht davon aus, dass Dissoziation unter der Wirkung des elektrischen Stroms auftritt. Weitere Studien haben gezeigt, dass es nicht ist: ionen sind nurÄrmel in der Lösung und existieren darin, unabhängig davon, ob es durchgehtlösungsstrom oder nicht.Bei der aktiven Beteiligung des Abwassers von Arrhenius wurde die Theorie der elektrolytischen Dissoziation formuliert, die häufig zu Ehren dieses Wissenschaftlers verwiesen wird. Die Hauptidee dieser Theorie besteht darin, dass die Elektrolyte unter der Wirkung des Lösungsmittels spontan in Ionen zerfallen. Und diese Ionen handelt es sich um Ladungsträger und sind für die elektrische Leitfähigkeit der Lösung verantwortlich.

1. Elektrolyte in Lösungsmitteln unter der Wirkung des Lösungsmittels zerfallen spontan in Ionen. Ein solcher Prozess wird aufgerufen elektrolytische Dissoziation. Dissoziation kann auch passieren, wenn Sie feste Elektrolyte malten.

2. Die Ionen unterscheiden sich von den Atomen in Zusammensetzung und Eigenschaften. In wässrigen Lösungen befinden sich Ionen in einem hydratisierten Zustand. Die hydratisierten Ionen unterscheiden sich in den Eigenschaften der Ionen im gasförmigen Zustand der Substanz. Dies wird wie folgt erläutert: Ionische Verbindungen sind bereits anfänglich Kationen und Anionen vorhanden. Bei der Auflösung beginnt das Wassermolekül an die aufgeladenen Ionen zu nähern - den positiven Pol auf das negative Ion, den negativen Pol - auf das Positive. Ionen werden hydratisiert genannt.

In Lösungen oder Schmelzen von Elektrolyten bewegen sich die Ionen chaotisch, aber wenn der elektrische Strom geleitet wird, bewegen sich die Ionen in Richtung der Kationen - an die Kathode, Anionen - an der Anode.

Im Hinblick auf die Theorie der elektrolytischen Dissoziation ist es möglich, die Basen, Säuren und Salze als Elektrolyte zu bestimmen.

Basis- Dies sind Elektrolyte, infolge von Dissoziation, deren in wässrigen Lösungen nur eine Art von Anionen gebildet wird: Hydroxidanion: OH -

NaOH ↔ Na + + Oh -

Die Dissoziation von Basen, die mehrere Hydroxylgruppen enthalten, wird getreten.

BA (oh) 2 ↔ BA (oh) + + oh - erste Etappe

BA (oh) + ↔ BA 2+ + 2OH - Zweite Bühne

BA (oh) 2 ↔ BA 2+ + 2 OH - Gesamtgleichung

Acid- Dies sind Elektrolyte, infolge von Dissoziation, deren in wässrigen Lösungen nur ein Kationstyp gebildet wird: H +, das Wasserstoffion wird als präzise ein hydratisiertes Proton bezeichnet und bezeichnet H 3 O +, aber H + ist zur Vereinfachung geschrieben

HNO 3 ↔ H + + Nein 3 -

Mehrstärkere Säuren dissoziieren schrittweise

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - der erste Schritt:

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- Zwei Stufen:

HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- Dritte Stufe:

H 3 PO 4 ↔ 3h + + po 4 3- Gesamtgleichung

Sololi.- Dies sind Elektrolyte, die in wässrigen Lösungen für Metallkationen und Anionen des Säurestests eingesetzt werden.
Na 2 SO 4 ↔ 2na + + so 4 2-

Mittlere Salze Dies sind Elektrolyte, distanzieren in wässrigen Lösungen an Metallkationen oder Ammoniumkationen sowie Anionen des Säurestests.

Grundsalze. - Dies sind Elektrolyte, dissoziieren in wässrigen Lösungen an Metallkationen, Anionenhydroxid und Anionen des Säurestests.

Saure Salze Dies sind Elektrolyte, dissoziieren in wässrigen Lösungen an Metallkationen, Hydrogenkationen und einem Anionen des Säurestrests.

Doppelte Salze - Dies sind Elektrolyte, dissoziieren in wässrigen Lösungen an Kationen von mehreren Metallen und Anionen des Säurestests.

Kal (SO 4) 2 ↔ k + + al 3+ + 2SO 4 2

Lustige Salze - Dies sind Elektrolyte, dissoziieren in wässrigen Lösungen an Metallkationen und Anionen mehrerer Säurerückstände

Elektrolytische Dissoziation auf einen Grad oder ein anderer Prozess ist reversibel. Beim Auflösen einiger Verbindungen wird das Dissoziationsgleichgewicht weitgehend in Richtung der dissoziierten Form verschoben. In Lösungen solcher Elektrolyte erfolgt Dissoziation fast irreversibel. Daher wird beim Schreiben der Dissoziationsgleichungen solche Substanzen geschrieben oder ein Zeichen der Gleichheit oder eines direkten Pfeils, der darauf hinweist, dass die Reaktion fast irreversibel auftritt. Solche Substanzen anrufen stärker elektrolyte.

Schwach Die Elektrolyte werden aufgerufen, in der die Dissoziation leicht auftritt. Verwenden Sie beim Schreiben das Reversibilitätszeichen. Tab.1.

Für eine quantitative Bewertung der Kraft des Elektrolyts wurde ein Konzept eingeführt elektrolytisches Grad. dissoziation .

Die Kraft des Elektrolyten kann durch gekennzeichnet sein chemische Gleichgewichtskonstanten Dissoziation. Dissoziationskonstante genannt.

Faktoren, die den Grad der elektrolytischen Dissoziation beeinflussen:

· Die Art des Elektrolyten

· Elektrolytkonzentration in Lösung

· Temperatur.

Mit zunehmender Temperatur und Verdünnung der Lösung nimmt der Grad der elektrolytischen Dissoziation zu. Daher ist es möglich, die Kraft des Elektrolyts nur mit den gleichen Bedingungen zu schätzen. Die Standardaufnahme t \u003d 18 0c und c \u003d 0,1 mol / l.

Starke Elektrolyte

Schwache Elektrolyte

Der Dissoziationgrad bei 18 0 s in Lösungen mit einer Elektrolytkonzentration von 0,1 Mol / l ist nahe bei 100%. Disorat fast irreversibel.

Der Dissoziationsgrad bei 18 0 s in Lösungen mit einer Elektrolytkonzentration von 0,1 Mol / l beträgt deutlich weniger als 100%. Die Unterdrückung ist irreversibel.

· Einige anorganische Säuren (NNO 3, HCLO 4, HI, HCl, HBR, H 2 SO 4)

· Metallhydroxide, außer IA- und IIAGroups, Ammoniaklösung

· Viele anorganische Säuren (H 2 S, HCN, HCLO, HNO 2)

· Organische Säuren (HCOOH, CH 3 COOH)

Reaktionen in Elektrolytlösungen fließen in Richtung von Bindungsionen.

Es gibt mehrere Formen der Ionenbindung.

1. Bildung von Niederschlag

2. Gasfreigabe.

3. Die Bildung von schwachem Elektrolyt.

· einer. Sedimentformation:

BACL 2 + NA 2 CO 3 → Baco 3 ↓ + 2NACL.

BA 2+ + 2Cl - + 2NA + + CO 3 2- → BACO 3 ↓ + 2NA + + 2Cl - Voll ionen Gleichung

BA 2+ + CO 3 2- → Baco 3 ↓ Abkürztes Ionengleichung.

Die abgekürzte Ionengleichung zeigt, dass bei der Wechselwirkung einer löslichen Verbindung, die ein Ion-BA 2+ mit einer Verbindung, die den Carbonatanion CO 3 2 enthält, ein unlöslicher Niederschlag von Baco 3 ↓ ist.

· 2 Gasfreigabe.

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

2NA + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2 - → 2NA + + SO 4 2 - + H 2 O + CO 2 Volle Ionengleichung

2H + + CO 3 2- → H 2 O + CO 2 abgekürzte Ionengleichung.

· 3. Die Bildung des schwachen Elektrolyten

KOH + HBR → KBR + H 2 O

K + + oh - + h + + br - → k + + br - + h 2 o Komplette Ionengleichung

Oh - + h + → h 2 o Abkürzung ionischer Gleichung.

In Anbetracht dieser Beispiele stellten wir sicher, dass alle Reaktionen in Elektrolytlösungen in Richtung von Bindungsionen auftreten.

Zweck der Arbeit. Kauffähigkeiten, um molekulare und ionische Gleichungen von Reaktionen in Elektrolytlösungen zu kompilieren. Es ist notwendig, die Richtung des Flusses der Ionenreaktionen zu bestimmen.

Bei der Auflösung bestimmter Substanzen in Wasser (oder anderen polaren Lösungsmitteln) unter dem Einfluss von Lösungsmittelmolekülen tritt der Zerfall der Moleküle dieser Substanz an den Ionen auf. Infolge dieses Verfahrens enthält die Lösung nicht nur die Lösungsmittelmoleküle und die diskutierte Substanz, sondern auch ionen. Lösungen von Substanzen, die, wenn sie in Wasser oder anderen polaren Lösungsmitteln gelöst sind, in Ionen zerfällt, werden Elektrolyte genannt.

Der Prozess des Abfalls der Moleküle der gelösten Substanz (Elektrolyt) auf Ionen unter der Wirkung von polaren Lösungsmittelmolekülen wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet.

Die Lösungen von Elektrolyten haben eine elektrische Ionen-elektrische Leitfähigkeit (Ionen sind an der Übertragung elektrischer Ladungen beteiligt) und sind Zweitsortierungen.

Das quantitative Merkmal des Verfahrens des Abfalls der gelösten Substanz zu Ionen ist der Grad der elektrolytischen Dissoziation - α. Der Dissoziationsgrad ist das Verhältnis der Anzahl von Molekülen der gelösten Substanz, die in Lösung (n) in Ionen in Lösung (n) in die Gesamtzahl der gelösten Moleküle (N) gebrochen sind:

Der Grad der elektrolytischen Dissoziation wird durch experimentelle Drücke bestimmt und entweder in den Fraktionen des Geräts oder in Prozent ausgedrückt. Der Diskussionsgrad des Elektrolyten hängt von der Art von Elektrolyt, Konzentration und Temperatur ab.

Entsprechend dem Grad der Dissoziation des Elektrolyten in einer Lösung mit Molar

das äquivalente Zentrum von 0,1 mol / l (0,1 n), Lösungen, bedingt

sie teilen sich in drei Gruppen: starke, schwache und mittlere Elektrolyte. Wenn in.

0,1 n. Elektrolytlösung α\u003e 0,3 (30 \\%) Der Elektrolyt wird als stark angesehen, α α ≤ 0,03 (3 \\%) ist ein schwacher Elektrolyt. Elektrolyte mit Zwischengrad an Dissoziation gelten als durchschnittlich.

Zu starken Elektrolyten, wenn das Lösungsmittel Wasser ist,

- Säuren: NNO3, H2SO 4, HCNs, HCl, HCLO3, HCLO4, HBR, HBR3, HBR4, Ni, HMNO4, H2SEO4, HREO4, HTCO4; sowie die Säure H2CRO4, H4P2O7, H2S2O6, die im ersten Stadium der Disssion stark sind, d. H. Mit der Trennung des ersten Ions H +;

- Basen: Alkalihydroxide (Li, Na, K, Rb, CS, FR) und Alkhankoxes (CA, SR, BA, RA): LIOH, NAON, KOH, RBON, CSON, FRON, CA (OH) 2, BA ( Oh) 2, sr (oh) 2; Ra (oh) 2; sowie tlo;

- die meisten Salze. Ausnahme: Fe (SCN) 3, Mg (CN) 2, HgCl2, Hg (CN) 2.

Schwache Elektrolyte umfassen:

- Säuren: H2CO3, HCLO, H2S, H3BO3, HCN, H2SO3, H2SIO3, CH3COOH, HCOOH, H2C2O4 usw. (Anhang, Tabelle 2);

- Basen (P- und D-Elemente): BE (OH) 2, Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2; NH4H Ammoniumhydroxid sowie organische Basen - Amine (CH3NH2) und Ampholitik (H3N + CH2COO).

Wasser ist ein sehr schwacher Elektrolyt (H2O) α \u003d 2 · 10-9, d. H.

wassermoleküle können auch durch Ionen aufgrund der Wechselwirkung von Molekülen untereinander zerfallen.

Starke Elektrolyte - Substanzen, dass, wenn sie in Wasser gelöst sind, vollständig in Ionen zerfällt, d. H. Beinahe riss dissoziiert. Nach dem Brechen der Verbindung zwischen den Ionen im Elektrolytmolekül unter der Wirkung von Wassermolekülen umgeben sich die gebildeten Ionen mit Wassermolekülen und daher in der Lösung in einem hydratisierten Zustand. Unter Berücksichtigung der Hydratation von Ionen kann die elektrolytische Dissoziationsegleichung auf diese Weise geschrieben werden:

Na + clˉ (k) + (x + y) H2O + + ˉ

Die Dissoziationsegleichung des starken Elektrolyts wird vereinfacht,

z.B:

NACL → NA + + CLˉ;

HNO3 → H + + NO3;

Va (he) 2 → v2 + + 2h

Schwache Elektrolyte umfassen Substanzen, die, wenn sie in Wasser gelöst sind, teilweise in Ionen distanzieren. Zwischen Ionen, deren Konzentration in der Lösung klein ist, und das Gleichgewicht wird von den imbound unsichtbaren Molekülen hergestellt:

CH3COOH ⇄ CH3COOˉ + H +; H2O ⇄ H + + O.

Ein solcher Datensatz bedeutet, dass zweimal in der Lösung auftreten.

prozess: Der Zerfall von Molekülen an den Ionen und der Bildung von Molekülen aus Ionen. Equative in Lösungen schwacher Elektrolyte wird in Richtung der Quellprodukte verschoben, so dass schwache Elektrolyte in der Lösung überwiegend in Form von Molekülen sind.

Die chemischen Eigenschaften von Elektrolytlösungen hängen von den Eigenschaften der Vertiefungen und Moleküle in der Lösung ab. Die Richtung fließender Reaktionen zwischen Ionen und Molekülen in Elektrolytenlösungen wird durch die Möglichkeit der Bildung von unlöslichen Substanzen oder schwachen Elektroden bestimmt. Wenn keine Formation einer kleinen Substanz oder einem schwachen Elektrolyten infolge der Reaktion vorliegt, kann eine solche Reaktion nicht fließen. Bei der Zusammenlegung von Lösungen von Natriumnitrat und Kaliumchlorid fließt beispielsweise die Reaktion nicht, da eine nichtlösliche Substanz oder ein schwacher Elektrolyt nicht aus den Ionen der Ionen in der Lösung gebildet werden kann. Diese Salze beziehen sich auf starke Elektroden und sind daher in Wasser in Wasser gelöst, daher in der Lösung

mix aus Ionen:

Na + + no3ˉ + k + + clˉ,

davon der Ausgangsmaterialien bestand. Daher ist es in diesem Fall nicht möglich, eine molekulare Gleichung der Austauschreaktion zu schreiben

Nano3 + KCl ≠ KNO3 + NACL.

Die in Lösung fließende Reaktion kann dargestellt werden, als:

Molekulare Reaktionsgleichung;

Ionenmolekulare Gleichung (voll oder abgekürzt).

Die Reaktionsgleichung, die nur die Formeln enthält, ist nicht an der molekularen Gleichung beteiligt. Die molekulare Form der Gleichung zeigt, welche Substanzen und in welchen Mengen an der Reaktion beteiligt sind. Es ermöglicht die notwendigen Berechnungen, die mit dieser Reaktion verbunden sind. Die Gleichung, die die Formeln enthält, war nicht an schwachen Elektrolyten beteiligt, und starke Elektrolytionen werden als komplette ionische oder ionenmolekulare Reaktionsgleichung bezeichnet.

Reduzieren Sie dieselben Produkte in der linken und rechten Seite der ionenmolekularen Reaktionsgleichung, erhalten wir eine abgekürzte oder kurze ionische Reaktionsgleichung. Eine Ionengleichung, die nicht gleiche Substanzen (Ionen oder Moleküle) in der linken und rechten Seite der Reaktion enthält, wird als abgekürzte oder kurze ionische Reaktionsgleichung bezeichnet. Diese Gleichung und spiegelt die Essenz der auftretenden Reaktion wider.

Bei der Aufnahme von ionischen Gleichungen müssen Reaktionen erinnert werden:

1) Starke Elektrolyte sollten als separat erfasst werden

ihre Ionen einsetzen;

2) schwache Elektrolyte und gering lösliche Substanzen sollten aufgezeichnet werden

die Form von Molekülen werfen.

Betrachten Sie als Beispiel die Wechselwirkung von Soda mit Säure. In der molekularen Reaktionsgleichung werden die anfänglichen Substanzen und Reaktionsprodukte in Form von Molekülen geschrieben:

NA2CO3 + H2SO4 \u003d NA2SO4 + CO2 + H2O.

Unter Berücksichtigung der in wässriger Lösung des Elektrolymoleküls

tov zerfällt auf Ionen, die Gesamt-Ionengleichung dieser Reaktion ist

Co 2-

In der Ionengleichung werden schwache Elektrolyte, Gase und niedriglösliche Substanzen in Form von Molekülen aufgezeichnet. Das Schild ↓, fabelhaft, bezeichnet, dass diese Substanz aus dem Reaktionsbereich in Form von stammt

sediment, und das Zeichen zeigt an, dass die Substanz in Form von Gas aus der Reaktionskugel entfernt wird.

Substanzen, deren Moleküle auf Ionen (starke Elektrolyte) vollständig dissoziiert sind, werden als Ionen aufgezeichnet. Die Menge der elektrischen Ladungen des linken Teils der Gleichung sollte der Menge der elektrischen Ladungen des rechten Teils entsprechen.

Bei der Schreiben von Ionengleichungen sollten die Tabellen der Löslichkeit von Säuren, Basen und Salzen in Wasser geführt werden, dh die Löslichkeit von Reagenzien und Produkten, die dies in Gleichungen sowie die Tabellenkonstanten der Dissoziation von schwachen Elektrolyten achten sollten (Anwenden, Tabelle. 1 und 2). Betrachten Sie Beispiele, um einige ionenmolekulare Gleichungen aufzunehmen.

Beispiel 1. Bildung von schwierigen und niedriglöslichen Verbindungen (Niederschlag).

a) die Bildung von Bariumsulfat

Molekulare Reaktionsgleichung:

BACL2 + NA2SO4 \u003d Baso4 ↓ + 2NACL.

Voll ionische (ionenmolekulare) Reaktionsgleichung:

BA2 + + 2Clˉ + 2NA + + SO4 ˉ \u003d Baso4 ↓ + 2NA

Co 2-

CO2 + H2O (abgekürzte Ionengleichung).

Beispiel 3. Die Bildung von schwachem Elektrolyt.

2NA + + 2OH- + 2H + + SO 2-

(volle Ionengleichung)

2OH- + 2H + \u003d 2H2O (abgekürzte Ionengleichung).

Die Reaktion der Neutralisation einer starken Säure wird durch eine starke Basis auf die Wechselwirkung von Wasserstoffionen mit Hydroxidionen reduziert;

b) schwache Säure:

2Nano2 + H2SO4 \u003d 2NO2 + NA2SO4 (molekulare Gleichung)

Nh +.

(volle Ionengleichung)

NH4OH (abgekürzte Ionengleichung).

Starke Basen, die schwache Basen aus ihren Salzen verdrängen.

Beispiel 4. Wenn ein schwacher Elektrolyt oder eine gering lösliche Substanz zwischen den anfänglichen Verbindungen und den Reaktionsprodukten besteht, wird die Gleichung verwendet

lächelndes Gleichgewichtszeichen "⇄". Gleichgewicht in der Reaktion verschiebt sich zu einem schwächeren Elektrolyten oder einer niedriglöslichen Substanz, was angedeutet ist

symbol (↷) ..

a) CH3COOH + NAON ⇄ CH3COONA + H2O

CH3COOH + OHˉ ⇄ CH3COO + H2O (↷).

Infolge der Reaktion ist ein schwächerer Elektrolyt mit Wasser ausgebildet. Gleichgewicht

dies verschiebt sich auf eine direkte Reaktion.

b) Caso4 ↓ + NA2CO3 ⇄ CACO3 ↓ + NA2SO4;

Caso4 ↓ + 2 NA + + CO 2-

⇄ caco3 ↓ + 2 NA +

Infolge der Reaktion wird ein weniger lösliches Salz gebildet - berechnet Carbonat

. Gleichgewicht verschiebt sich auf eine direkte Reaktion.

Beispiel 5. Machen Sie drei mögliche molekulare Reaktionsgleichungen,

entsprechend der reduzierten Ionengleichung: CH3COO- + H + \u003d CH3COOH.

Entscheidung. Auf der linken Seite der Ionengleichung sind freie Ionen CH3COO- und H + angegeben. Diese Ionen werden während der Dissoziation aller lösartigen starken Elektrolyten gebildet. Ionen CH3COO- können während der Dissoziation gebildet werden, wie KSN3Soo-Salze, nach3coo, mg (CH3COO) 2; Spender

nein + kann irgendwelche starken Säuren sein. Molekulare Reaktionsgleichungen,

was dieser molekularen Ionengleichung entspricht, kann sein:

1. KCH3COO + HCl \u003d CH3COOH + KCL;

2. NACH3COO + HNO3 \u003d CH3COOH + Nano3;

3. MG (CH3COO) 2 + H2SO4 \u003d 2 CH3COOH + MGSO4.

Sicherheitstechnik

1. Beachten Sie spezielle Sorgfalt beim Arbeiten mit Säurelösungen und Alkalien, erlauben sie nicht, in die Haut und die Kleidung zu gelangen.

2. Wenn ein giftiges gasförmiges Produkt während des Experiments freigesetzt wird, führen Sie beim Belüften sicher Erfahrung im Abgasschrank aus.

3. Beachten Sie Vorsicht beim Arbeiten mit toxischen Salzen und deren Lösungen (Barium, Chrom, Kupfersalze usw.).