Électrolytes et non-électrolytes
Grâce aux leçons de physique, nous savons que les solutions de certaines substances sont capables de conduire courant électrique, mais d'autres non.
Les substances dont les solutions conduisent le courant électrique sont appelées électrolytes.
Les substances dont les solutions ne conduisent pas le courant électrique sont appelées non-électrolytes. Par exemple, les solutions de sucre, d’alcool, de glucose et certaines autres substances ne conduisent pas l’électricité.
Dissociation et association électrolytiques
Pourquoi les solutions électrolytiques conduisent-elles le courant électrique ?
Le scientifique suédois S. Arrhenius étudie la conductivité électrique diverses substances, est arrivé à la conclusion en 1877 que la cause de la conductivité électrique est la présence dans la solution ions, qui se forment lorsqu’un électrolyte est dissous dans l’eau.
Le processus de décomposition de l’électrolyte en ions est appelé dissociation électrolytique.
S. Arrhenius, qui adhérait à la théorie physique des solutions, ne prenait pas en compte l'interaction de l'électrolyte avec l'eau et croyait qu'il y avait des ions libres dans les solutions. En revanche, les chimistes russes I.A. Kablukov et V.A. Kistyakovsky ont appliqué l'explication. dissociation électrolytique théorie chimique D.I. Mendeleev et a prouvé que lorsqu'un électrolyte se dissout, réaction chimique substance dissoute avec de l'eau, ce qui conduit à la formation d'hydrates, puis ils se dissocient en ions. Ils pensaient que les solutions ne contenaient pas d’ions libres, ni « nus », mais des ions hydratés, c’est-à-dire « recouverts d’une couche » de molécules d’eau.
Les molécules d'eau sont dipôles(deux pôles), puisque les atomes d’hydrogène sont situés à un angle de 104,5°, ce qui donne à la molécule une forme angulaire. La molécule d’eau est représentée schématiquement ci-dessous.
En règle générale, les substances se dissocient plus facilement avec liaison ionique et, par conséquent, avec un réseau cristallin ionique, puisqu'ils sont déjà constitués d'ions prêts à l'emploi. Lorsqu'ils se dissolvent, les dipôles d'eau sont orientés avec des extrémités chargées de manière opposée autour des ions positifs et négatifs de l'électrolyte.
Des forces apparaissent entre les ions électrolytes et les dipôles d'eau attirance mutuelle . En conséquence, la liaison entre les ions s’affaiblit et les ions se déplacent du cristal vers la solution. Il est évident que la séquence des processus se produisant lors de la dissociation des substances à liaisons ioniques (sels et alcalis) sera la suivante :
1) orientation des molécules d'eau (dipôles) à proximité des ions du cristal ;
2) hydratation (interaction) des molécules d'eau avec les ions de la couche superficielle du cristal ;
3) dissociation (désintégration) du cristal d'électrolyte en ions hydratés.
Les processus simplifiés peuvent être reflétés à l’aide de l’équation suivante :
Les électrolytes dont les molécules ont une liaison covalente (par exemple, les molécules de chlorure d'hydrogène HCl, voir ci-dessous) se dissocient de la même manière ; seulement dans ce cas, sous l'influence des dipôles d'eau, se produit la transformation d'une liaison polaire covalente en une liaison ionique ; La séquence des processus se produisant dans ce cas sera la suivante :
1) orientation des molécules d'eau autour des pôles des molécules d'électrolyte ;
2) hydratation (interaction) des molécules d'eau avec des molécules d'électrolyte ;
3) ionisation des molécules d'électrolyte (conversion d'une liaison polaire covalente en une liaison ionique) ;
4) dissociation (désintégration) des molécules d'électrolyte en ions hydratés.
De manière simplifiée, le processus de dissociation de l'acide chlorhydrique peut être reflété à l'aide de l'équation suivante :
Il convient de garder à l’esprit que dans les solutions électrolytiques, des ions hydratés se déplaçant de manière chaotique peuvent entrer en collision et se recombiner les uns avec les autres. Ce processus inverse est appelé association. L'association dans les solutions se produit parallèlement à la dissociation, c'est pourquoi le signe de réversibilité est mis dans les équations de réaction.
Les propriétés des ions hydratés diffèrent de celles des ions non hydratés. Par exemple, l'ion cuivre non hydraté Cu 2+ est blanc dans les cristaux anhydres de sulfate de cuivre (II) et a une couleur bleue lorsqu'il est hydraté, c'est-à-dire associé aux molécules d'eau Cu 2+ nH 2 O. Les ions hydratés ont à la fois un nombre constant et variable de molécules d’eau.
Degré de dissociation électrolytique
Dans les solutions électrolytiques, outre les ions, il existe également des molécules. Par conséquent, les solutions électrolytiques sont caractérisées degré de dissociation, ce qui est noté lettre grecque un (« alpha »).
C'est le rapport entre le nombre de particules divisées en ions (N g) et le nombre total de particules dissoutes (N p).
Le degré de dissociation électrolytique est déterminé expérimentalement et est exprimé en fractions ou en pourcentages. Si a = 0, alors il n'y a pas de dissociation, et si a = 1, soit 100 %, alors l'électrolyte se désintègre complètement en ions. Différents électrolytes ont différents degrés de dissociation, c'est-à-dire que le degré de dissociation dépend de la nature de l'électrolyte. Cela dépend aussi de la concentration : à mesure que la solution se dilue, le degré de dissociation augmente.
Selon le degré de dissociation électrolytique, les électrolytes sont divisés en forts et faibles.
Électrolytes forts- ce sont des électrolytes qui, une fois dissous dans l'eau, se dissocient presque complètement en ions. Pour de tels électrolytes, le degré de dissociation tend vers l'unité.
Les électrolytes forts comprennent :
1) tous les sels solubles ;
2) acides forts, par exemple : H 2 SO 4, HCl, HNO 3 ;
3) tous les alcalis, par exemple : NaOH, KOH.
Électrolytes faibles - ce sont des électrolytes qui, une fois dissous dans l'eau, ne se dissocient quasiment pas en ions. Pour de tels électrolytes, le degré de dissociation tend vers zéro.
Les électrolytes faibles comprennent :
1) acides faibles - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2 ;
2) solution aqueuse d'ammoniaque NH 3 H 2 O ;
4) quelques sels.
Constante de dissociation
Dans les solutions d'électrolytes faibles, en raison de leur dissociation incomplète, équilibre dynamique entre molécules non dissociées et ions. Par exemple, pour l'acide acétique :
On peut appliquer la loi à cet équilibre masses actives et notez l'expression de la constante d'équilibre :
La constante d'équilibre caractérisant le processus de dissociation d'un électrolyte faible est appelée constante de dissociation.
La constante de dissociation caractérise la capacité d'un électrolyte (acide, base, eau) se dissocier en ions. Plus la constante est grande, plus l'électrolyte se décompose facilement en ions, donc plus il est fort. Les valeurs des constantes de dissociation pour les électrolytes faibles sont données dans les ouvrages de référence.
Principes de base de la théorie de la dissociation électrolytique
1. Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, les électrolytes se dissocient (se désintègrent) en ions positifs et négatifs.
Ions est l'une des formes d'existence d'un élément chimique. Par exemple, les atomes de sodium métallique Na 0 interagissent vigoureusement avec l'eau, formant un alcali (NaOH) et de l'hydrogène H 2, tandis que les ions sodium Na + ne forment pas de tels produits. Le chlore Cl 2 a une couleur jaune-vert et une odeur âcre et est toxique, tandis que les ions chlore Cl sont incolores, non toxiques et inodores.
Ions- ce sont des particules chargées positivement ou négativement dans lesquelles se transforment des atomes ou des groupes d'atomes d'un ou plusieurs éléments chimiquesà la suite du don ou du gain d’électrons.
Dans les solutions, les ions se déplacent de manière aléatoire dans différentes directions.
Selon leur composition, les ions sont divisés en simple- Cl - , Na + et complexe- NH 4 + , SO 2 - .
2. La raison de la dissociation d'un électrolyte dans les solutions aqueuses est son hydratation, c'est-à-dire l'interaction de l'électrolyte avec les molécules d'eau et sa rupture. liaison chimique dedans.
À la suite de cette interaction, des ions hydratés se forment, c'est-à-dire associés aux molécules d'eau. Par conséquent, selon la présence d’une coquille d’eau, les ions sont divisés en hydraté(en solutions et hydrates cristallins) et déshydraté(en sels anhydres).
3. Sous l'influence d'un courant électrique, les ions chargés positivement se déplacent vers le pôle négatif de la source de courant - la cathode et sont donc appelés cations, et les ions chargés négativement se déplacent vers le pôle positif de la source de courant - l'anode et sont donc appelés anions. .
Par conséquent, il existe une autre classification des ions - selon le signe de leur charge.
La somme des charges des cations (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) est égale à la somme des charges des anions (Cl -, OH -, SO 4 2-), de sorte que les solutions électrolytiques (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) restent électriquement neutres.
4. La dissociation électrolytique est un processus réversible pour les électrolytes faibles.
Parallèlement au processus de dissociation (décomposition de l'électrolyte en ions), le processus inverse se produit également : association(combinaison d'ions). Ainsi, dans les équations de dissociation électrolytique, au lieu du signe égal, on utilise le signe de réversibilité, par exemple :
5. Tous les électrolytes ne se dissocient pas en ions dans la même mesure.
Cela dépend de la nature de l'électrolyte et de sa concentration. Les propriétés chimiques des solutions électrolytiques sont déterminées par les propriétés des ions qu'elles forment lors de la dissociation.
Les propriétés des solutions d'électrolytes faibles sont déterminées par les molécules et les ions formés au cours du processus de dissociation, qui sont en équilibre dynamique les uns avec les autres.
L'odeur de l'acide acétique est due à la présence de molécules CH 3 COOH, le goût aigre et le changement de couleur des indicateurs sont associés à la présence d'ions H + dans la solution.
Les propriétés des solutions d'électrolytes forts sont déterminées par les propriétés des ions formés lors de leur dissociation.
Par exemple, les propriétés générales des acides, telles que le goût aigre, les changements de couleur des indicateurs, etc., sont dues à la présence de cations hydrogène (plus précisément d'ions oxonium H 3 O +) dans leurs solutions. Propriétés générales les alcalis, tels que le savonnage au toucher, les changements de couleur des indicateurs, etc., sont associés à la présence d'ions hydroxyde OH - dans leurs solutions, et les propriétés des sels sont associées à leur décomposition en solution en métal (ou ammonium ) cations et anions de résidus acides.
Selon la théorie de la dissociation électrolytique toutes les réactions dans les solutions aqueuses d'électrolytes sont des réactions entre ions. Ceci est dû à grande vitesse de nombreuses réactions chimiques dans les solutions électrolytiques.
Les réactions se produisant entre les ions sont appelées réactions ioniques, et les équations de ces réactions sont équations ioniques.
Des réactions d'échange d'ions dans des solutions aqueuses peuvent se produire :
1. Irréversible, jusqu'au bout.
2. Réversible, c'est-à-dire se produire simultanément dans deux directions opposées. Les réactions d'échange entre électrolytes forts dans les solutions se terminent ou sont pratiquement irréversibles lorsque les ions se combinent les uns avec les autres pour former des substances :
a) insoluble ;
b) faible dissociation (électrolytes faibles) ;
c) gazeux.
Voici quelques exemples d’équations moléculaires et ioniques abrégées :
La réaction est irréversible, car l'un de ses produits est une substance insoluble.
La réaction de neutralisation est irréversible, car une substance peu dissociable se forme - l'eau.
La réaction est irréversible, car du CO 2 gazeux et une substance peu dissociable - l'eau - se forment.
Si parmi les substances de départ et parmi les produits de réaction, il y a des électrolytes faibles ou des substances peu solubles, alors ces réactions sont réversibles, c'est-à-dire qu'elles ne se terminent pas.
DANS réactions réversibles l'équilibre se déplace vers la formation des substances les moins solubles ou les moins dissociées.
Par exemple:
L'équilibre se déplace vers la formation d'un électrolyte plus faible - H 2 O. Cependant, une telle réaction ne se poursuivra pas jusqu'à son terme : des molécules non dissociées d'acide acétique et d'ions hydroxyde restent dans la solution.
Si matières premières- des électrolytes forts qui, lors de l'interaction, ne forment pas de substances ou de gaz insolubles ou légèrement dissociés, alors de telles réactions ne se produisent pas : lors du mélange de solutions, un mélange d'ions se forme.
Matériel de référence pour passer le test :
Tableau périodique
Tableau de solubilité
La conductivité des substances avec le courant électrique ou le manque de conductivité peut être observé à l'aide d'un appareil simple.
Il est constitué de tiges de carbone (électrodes) reliées par des fils à réseau électrique. Une lumière électrique est incluse dans le circuit, qui indique la présence ou l'absence de courant dans le circuit. Si vous plongez les électrodes dans une solution sucrée, l'ampoule ne s'allume pas. Mais il s'allumera vivement s'ils sont plongés dans une solution de chlorure de sodium.
Les substances qui se désintègrent en ions dans des solutions ou fondent et conduisent donc le courant électrique sont appelées électrolytes.
Les substances qui, dans les mêmes conditions, ne se désintègrent pas en ions et ne conduisent pas le courant électrique sont appelées non-électrolytes.
Les électrolytes comprennent les acides, les bases et presque tous les sels.
Les non-électrolytes comprennent la plupart composés organiques, ainsi que les substances dont les molécules ne contiennent que des liaisons covalentes non polaires ou faiblement polaires.
Les électrolytes sont des conducteurs du deuxième type. Dans une solution ou une fusion, ils se décomposent en ions, c'est pourquoi le courant circule. Évidemment, plus une solution contient d’ions, mieux elle conduit le courant électrique. Eau propre conduit très mal l’électricité.
Il existe des électrolytes forts et faibles.
Les électrolytes forts, une fois dissous, se dissocient complètement en ions.
Ceux-ci incluent :
1) presque tous les sels ;
2) beaucoup acides minéraux, par exemple H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4, HClO 3, HClO 4 ;
3) les bases alcalines et métaux alcalino-terreux.
Électrolytes faibles Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, ils ne se dissocient que partiellement en ions.
Ceux-ci incluent :
1) presque tous les acides organiques ;
2) certains acides minéraux, par exemple H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3 ;
3) de nombreuses bases métalliques (à l'exception des bases alcalines et alcalino-terreuses), ainsi que NH 4 OH, qui peuvent être représentées par l'hydrate d'ammoniac NH 3 ∙H 2 O.
L'eau est un électrolyte faible.
Les électrolytes faibles ne peuvent pas produire une concentration élevée d’ions en solution.
Principes de base de la théorie de la dissociation électrolytique.
La décomposition des électrolytes en ions lorsqu'ils sont dissous dans l'eau est appelée dissociation électrolytique.
Ainsi, le chlorure de sodium NaCl, lorsqu'il est dissous dans l'eau, se décompose complètement en ions sodium Na + et en ions chlorure Cl -.
L'eau ne forme des ions hydrogène H + et des ions hydroxyde OH - qu'en très petites quantités.
Pour expliquer les caractéristiques des solutions aqueuses d'électrolytes, le scientifique suédois S. Arrhenius a proposé la théorie de la dissociation électrolytique en 1887. Par la suite, il a été développé par de nombreux scientifiques sur la base de la doctrine de la structure des atomes et des liaisons chimiques.
Le contenu moderne de cette théorie peut être réduit aux trois dispositions suivantes :
1. Les électrolytes, lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, se décomposent (se dissocient) en ions - positifs et négatifs.
Les ions sont dans des états électroniques plus stables que les atomes. Ils peuvent être constitués d'un atome - ce sont des ions simples (Na +, Mg 2+, Al 3+, etc.) - ou de plusieurs atomes - ce sont des ions complexes (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4 etc.).
2. Sous l'influence du courant électrique, les ions acquièrent un mouvement directionnel : les ions chargés positivement se déplacent vers la cathode, les ions chargés négativement - vers l'anode. Par conséquent, les premiers sont appelés cations, les seconds - anions.
Le mouvement directionnel des ions résulte de leur attraction par des électrodes chargées de manière opposée.
3. Dissociation - processus réversible: parallèlement à la décomposition des molécules en ions (dissociation), le processus de combinaison des ions (association) se produit.
Par conséquent, dans les équations de dissociation électrolytique, au lieu du signe égal, le signe de réversibilité est utilisé. Par exemple, l'équation de dissociation de la molécule d'électrolyte KA en cation K + et en anion A - dans vue générale s'écrit ainsi :
KA ↔ K + + A -
La théorie de la dissociation électrolytique est l'une des principales théories chimie inorganique et est tout à fait conforme à science atomique et moléculaire et la théorie de la structure atomique.
Degré de dissociation.
L'un des les notions les plus importantes La théorie d'Arrhenius sur la dissociation électrolytique est le concept de degré de dissociation.
Le degré de dissociation (a) est le rapport du nombre de molécules dissociées en ions (n") au nombre total de molécules dissoutes (n) :
Le degré de dissociation de l'électrolyte est déterminé expérimentalement et est exprimé en fractions d'unité ou en pourcentage. Si α = 0, alors il n'y a pas de dissociation, et si α = 1 ou 100 %, alors l'électrolyte se désintègre complètement en ions. Si α = 20 %, cela signifie que sur 100 molécules d'un électrolyte donné, 20 se sont divisées en ions.
Différents électrolytes ont différents degrés de dissociation. L'expérience montre que cela dépend de la concentration et de la température de l'électrolyte. Avec une diminution de la concentration en électrolytes, c'est-à-dire Lorsqu'il est dilué avec de l'eau, le degré de dissociation augmente toujours. En règle générale, le degré de dissociation et l'augmentation de la température augmentent. En fonction du degré de dissociation, les électrolytes sont divisés en forts et faibles.
Considérons le changement d'équilibre établi entre les molécules non dissociées et les ions lors de la dissociation électrolytique d'un électrolyte faible - l'acide acétique :
CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +
Lorsqu'une solution d'acide acétique est diluée avec de l'eau, l'équilibre se déplace vers la formation d'ions et le degré de dissociation de l'acide augmente. Au contraire, lorsqu'une solution s'évapore, l'équilibre se déplace vers la formation de molécules acides - le degré de dissociation diminue.
De cette expression il ressort clairement que α peut varier de 0 (pas de dissociation) à 1 (dissociation complète). Le degré de dissociation est souvent exprimé en pourcentage. Le degré de dissociation électrolytique ne peut être déterminé que expérimentalement, par exemple, en mesurant la température de congélation d'une solution, en mesurant la conductivité électrique d'une solution, etc.
Mécanisme de dissociation
Les substances possédant des liaisons ioniques se dissocient le plus facilement. Comme vous le savez, ces substances sont constituées d'ions. Lorsqu’ils se dissolvent, les dipôles d’eau s’orientent autour des ions positifs et négatifs. Des forces d'attraction mutuelle apparaissent entre les ions et les dipôles de l'eau. En conséquence, la liaison entre les ions s’affaiblit et les ions se déplacent du cristal vers la solution. Dans ce cas, des ions hydratés se forment, c'est-à-dire ions chimiquement liés aux molécules d’eau.
Les électrolytes, dont les molécules sont formées selon le type de liaison covalente polaire (molécules polaires), se dissocient de la même manière. Autour de chaque molécule polaire d'une substance sont également orientés des dipôles d'eau, qui sont attirés par leurs pôles négatifs vers le pôle positif de la molécule, et par leurs pôles positifs - vers le pôle négatif. À la suite de cette interaction, le nuage électronique de connexion ( paire d'électrons) est complètement déplacé vers l'atome avec une électronégativité plus élevée, la molécule polaire se transforme en une molécule ionique puis des ions hydratés se forment facilement :
La dissociation des molécules polaires peut être complète ou partielle.
Ainsi, les électrolytes sont des composés comportant des liaisons ioniques ou polaires - sels, acides et bases. Et ils peuvent se dissocier en ions dans les solvants polaires.
Constante de dissociation.
Constante de dissociation. Une caractéristique plus précise de la dissociation de l'électrolyte est la constante de dissociation, qui ne dépend pas de la concentration de la solution.
L'expression de la constante de dissociation peut être obtenue en écrivant l'équation de la réaction de dissociation de l'électrolyte AA sous sa forme générale :
UNE K → UNE - + K + .
Puisque la dissociation est un processus d’équilibre réversible, la loi de l’action de masse est appliquée à cette réaction et la constante d’équilibre peut être définie comme :
où K est la constante de dissociation, qui dépend de la température et de la nature de l'électrolyte et du solvant, mais ne dépend pas de la concentration de l'électrolyte.
La plage des constantes d'équilibre pour différentes réactions est très large - de 10 -16 à 10 15. Par exemple, valeur élevée À pour la réaction
signifie que si du cuivre métallique est ajouté à une solution contenant des ions argent Ag +, alors au moment où l'équilibre est atteint, la concentration en ions cuivre est bien supérieure au carré de la concentration en ions argent 2. Au contraire, faible valeur À en réaction
indique qu'au moment où l'équilibre a été atteint, une quantité négligeable d'iodure d'argent AgI s'était dissoute.
S'il vous plaît payer attention particulière sur la forme d'écriture des expressions pour la constante d'équilibre. Si les concentrations de certains réactifs ne changent pas de manière significative au cours de la réaction, alors elles ne sont pas écrites dans l'expression de la constante d'équilibre (ces constantes sont notées K 1).
Ainsi, pour la réaction du cuivre avec l'argent l'expression sera incorrecte :
Ce sera correct formulaire suivant entrées :
Ceci s'explique par le fait que les concentrations de cuivre métallique et d'argent sont introduites dans la constante d'équilibre. Les concentrations de cuivre et d’argent sont déterminées par leurs densités et ne peuvent être modifiées. Il ne sert donc à rien de prendre en compte ces concentrations lors du calcul de la constante d’équilibre.
Les expressions des constantes d'équilibre lors de la dissolution d'AgCl et AgI sont expliquées de la même manière
Produit de solubilité. Les constantes de dissociation des sels et hydroxydes métalliques peu solubles sont appelées produit de solubilité des substances correspondantes (noté PR).
Pour la réaction de dissociation de l'eau
l'expression constante sera :
Ceci s'explique par le fait que la concentration en eau lors des réactions en solutions aqueuses change très légèrement. Par conséquent, on suppose que la concentration de [H 2 O] reste constante et est introduite dans la constante d'équilibre.
Acides, bases et sels du point de vue de la dissociation électrolytique.
Utilisant la théorie de la dissociation électrolytique, ils définissent et décrivent les propriétés des acides, des bases et des sels.
Les acides sont des électrolytes dont la dissociation ne produit que des cations hydrogène comme cations.
Par exemple:
НCl ↔ Н + + С l - ;
CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -
La dissociation d'un acide polybasique se produit principalement lors de la première étape, dans une moindre mesure lors de la seconde et seulement dans une faible mesure lors de la troisième. Par conséquent, dans une solution aqueuse, par exemple d'acide phosphorique, avec les molécules H 3 PO 4, il y a des ions (en quantités successivement décroissantes) H 2 PO 2-4, HPO 2-4 et PO 3-4
N 3 PO 4 ↔ N + + N 2 PO - 4 (premier étage)
N 2 PO - 4 ↔ N + + NPO 2- 4 (deuxième étage)
NRO 2- 4 ↔ N+ PO Z- 4 (troisième étape)
La basicité d'un acide est déterminée par le nombre de cations hydrogène formés lors de la dissociation.
Ainsi, HCl, HNO 3 - acides monobasiques - un cation hydrogène est formé ;
H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - dibasique,
H 3 PO 4, H 3 AsO 4 sont tribasiques, puisque deux et trois cations hydrogène sont formés respectivement.
Parmi les quatre atomes d'hydrogène contenus dans la molécule d'acide acétique CH 3 COOH, un seul, inclus dans le groupe carboxyle - COOH, est capable d'être clivé sous la forme du cation H +, - acide acétique monobasique.
Les acides dibasiques et polybasiques se dissocient progressivement (progressivement).
Les bases sont des électrolytes dont la dissociation ne produit que des ions hydroxyde sous forme d'anions.
Par exemple:
KOH ↔ K + + OH - ;
NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -
Les bases qui se dissolvent dans l'eau sont appelées alcalis. Il n'y en a pas beaucoup. Ce sont les bases des métaux alcalins et alcalino-terreux : LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH et Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, Ra(OH) 2, ainsi que NH4OH. La plupart des bases sont légèrement solubles dans l'eau.
L'acidité d'une base est déterminée par son numéro groupes hydroxyles(groupes hydroxy). Par exemple, NH 4 OH est une base à un acide, Ca(OH) 2 est une base à deux acides, Fe(OH) 3 est une base à trois acides, etc. Les bases à deux et polyacides se dissocient progressivement
Ca(OH) 2 ↔ Ca(OH) + + OH - (première étape)
Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (deuxième étape)
Cependant, il existe des électrolytes qui, lors de leur dissociation, forment simultanément des cations hydrogène et des ions hydroxyde. Ces électrolytes sont appelés amphotères ou ampholytes. Ceux-ci comprennent l'eau, le zinc, l'aluminium, les hydroxydes de chrome et un certain nombre d'autres substances. L'eau, par exemple, se dissocie en ions H + et OH - (en petites quantités) :
H 2 O ↔ H + + OH -
En conséquence, elle a également exprimé et propriétés acides, provoqué par la présence de cations hydrogène H +, et propriétés alcalines, en raison de la présence d'ions OH -.
Dissociation hydroxyde amphotère le zinc Zn(OH) 2 peut être exprimé par l'équation
2OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2- + 2H +
Les sels sont des électrolytes, lors de la dissociation desquels se forment des cations métalliques, ainsi que des cations ammonium (NH 4) et des anions de résidus acides
Par exemple:
(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4 ;
Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4
C'est ainsi que les sels moyens se dissocient. Les sels acides et basiques se dissocient progressivement. Dans les sels acides, les ions métalliques sont d'abord éliminés, puis les cations hydrogène. Par exemple:
KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4
HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4
Dans les sels basiques, les résidus acides sont éliminés en premier, puis les ions hydroxyde.
Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl-
Comme on le sait, lors de la dissolution, même sans agitation due à la diffusion, la solution devient progressivement homogène, c'est-à-dire que sa concentration dans toutes les parties devient la même.
Prenons le cas où la solution est séparée du solvant pur par une cloison semi-perméable (parchemin, film de collodion, cellophane, etc.), comme le montre la Fig. 15. De telles cloisons laissent passer assez facilement les molécules de solvant, mais ne laissent pas passer la substance dissoute. Le processus d’égalisation des concentrations des deux côtés de la cloison est compliqué. Le soluté ne peut pas traverser la cloison pour entrer dans le solvant. Seule la pénétration des molécules de solvant à travers la cloison dans la solution est possible. Ainsi, il diminuera progressivement du fait de la dilution avec un solvant.
Le processus de pénétration d'un solvant dans une solution à travers une cloison semi-perméable est appelé osmose. Plus l’osmose est élevée et plus elle est prononcée.
L'osmose se produit également lorsque des solutions de concentrations différentes sont séparées par une cloison semi-perméable. Au fur et à mesure que le solvant pénètre à travers la cloison semi-perméable dans la solution, avec des concentrations plus élevées, le volume de cette dernière augmente. Par conséquent, si vous placez la solution dans un récipient constitué d'une membrane semi-perméable, en y attachant tube vertical, comme le montre la figure 15, puis abaissez ce récipient dans le solvant, en raison de l'augmentation de volume, la solution remontera dans le tube. La colonne de liquide résultante créera une certaine pression, ce qui entraînera à un moment donné l’arrêt de l’osmose. La force qui équilibre la pression de cette colonne de liquide depuis l’intérieur de la solution est appelée pression osmotique. L'ampleur de la pression osmotique est mesurée par la pression externe à laquelle l'osmose s'arrête.
Riz. 15. Un appareil pour observer le phénomène d'osmose. 1 - récipient avec de l'eau ; 2 - membrane semi-perméable ; 3 - tube pour observer la pression osmotique résultante ; 4 - solutions.
Les parois des cellules végétales et animales sont des parois semi-perméables contenant du protoplasme. Ce qui y est constamment maintenu détermine l'élasticité des cellules et des tissus.
■ 62. Dans quelles conditions l'osmose se produit-elle ?
63. Qu'est-ce que c'est ?
64. Quelle est l'importance de l'osmose pour les organismes végétaux et animaux ?
Théorie de la dissociation électrolytique
Au tournant des XVIIIe et XIXe siècles, lorsque le courant électrique a commencé à être utilisé pour étudier les propriétés des substances, l'attention a été attirée sur le fait que certaines conduisent le courant électrique dans une solution aqueuse, tandis que d'autres ne le conduisent pas. Par la suite, les solutions aqueuses conductrices du courant électrique ont été appelées électrolytes. Ceux-ci comprenaient des alcalis, des acides et des sels. Les substances dont les solutions ne conduisaient pas le courant électrique étaient appelées non-électrolytes (sucre, alcool, benzène et autres matière organique).
De nos jours, lorsque les types de liaisons chimiques sont connus, il est devenu possible d'expliquer de telles différences dans le comportement des substances. Le phénomène de conductivité électrique des substances dans les solutions aqueuses dépend du type de liaison chimique dans les molécules du soluté et du solvant.
La molécule d'eau, comme nous l'avons déjà dit, est un dipôle (voir pp. 32-34). Si une substance est dissoute dans l'eau dont la molécule a une liaison de type ionique et donc son réseau cristallin est également ionique, les dipôles de l'eau sont orientés vers les ions positifs avec leurs pôles négatifs, et vers ions négatifs- les pôles positifs (Fig. 16.a). Entre les ions et les dipôles de l'eau, les forces d'attraction électrostatique augmentent et des liaisons particulières apparaissent, qui finissent par séparer les ions. réseau cristallin en ions individuels entourés de dipôles d'eau,
c’est pourquoi ils sont appelés ions hydratés. À peu près la même chose se produit si une substance à molécules polaires, par exemple du chlorure, est dissoute dans l'eau (voir Fig. 16, b). Dans le même temps, si les molécules du soluté sont construites selon un type de liaison covalente non polaire, alors aucun ion n'est formé dans la solution, car les molécules non polaires ne subissent pas la même influence de la part des molécules d'eau que les molécules ioniques et molécules polaires. Fondamentalement, les molécules de la plupart des substances organiques sont construites selon le type covalent non polaire. Par conséquent, les substances organiques ne sont généralement pas des électrolytes !
Riz. 16. Schéma de dissociation du chlorure de sodium dans l'eau (a) et de dissociation des molécules polaires de HCl dans l'eau (b)
Ainsi, seules les substances dont les molécules sont construites selon le type de liaison ionique ou polaire entre les atomes de la molécule peuvent être des électrolytes. De plus, les molécules de solvant doivent également avoir une structure polaire et e. Ce n'est que dans de telles conditions que nous pouvons nous attendre à ce que les molécules se décomposent en ions.
La décomposition des molécules d'électrolyte en ions sous l'action d'un solvant est appelée dissociation électrolytique.
Notez la définition de la dissociation électrolytique dans votre cahier.
Le mot « dissociation » signifie « désintégration réversible ». Si la solution électrolytique est évaporée, nous recevrons à nouveau le même électrolyte dans la même quantité qu'avant la dissolution, car le processus inverse se produira - la molarisation.
■ 65. En quoi un électrolyte diffère-t-il d'un non-électrolyte en termes de type de liaison chimique et de comportement en solution ?
66. Pourquoi est-il nécessaire pour le processus de dissociation électrolytique que le solvant ait molécules dipolaires, et la nature électrolyte-ionique ou polaire de la liaison chimique ?
67. Pourquoi les substances contenant des molécules non polaires ne peuvent-elles pas être des électrolytes ?
68. Formulez ce qu'est la dissociation électrolytique. Apprenez la définition par cœur.
60. En quoi le processus de molarisation diffère-t-il de la dissociation ?
La dissociation des électrolytes en solution a été expliquée pour la première fois en 1887 par le scientifique suédois Arrennus. Il a formulé les principales dispositions de la théorie, qu'il a appelée théorie de la dissociation électrolytique,
Les principales dispositions de cette théorie sont les suivantes.
1 Toutes les substances dont les solutions conduisent le courant électrique (électrolytes), lorsqu'elles sont dissoutes, se désintègrent en particules chargées positivement et négativement - les ions.
2. Si un courant électrique continu traverse une solution, les ions chargés positivement se déplaceront vers le pôle négatif - la cathode, c'est pourquoi ils sont appelés cations. Les ions chargés négativement se déplaceront vers le pôle positif – l’anode, c’est pourquoi on les appelle anions. La charge totale des cations dans la solution est égale à la charge totale des anions, la solution est donc toujours électriquement neutre.
3. Les ions et les atomes des mêmes éléments ont des propriétés très différentes les uns des autres. Par exemple, les ions cuivre sont bleus, ce qui leur donne leur couleur. sulfate de cuivre, et free est un métal rouge. Les atomes de sodium réagissent avec l'eau, la libèrent et forment un alcali, tandis que les ions sodium ne réagissent pratiquement pas avec l'eau.
Les ions chlore sont incolores, non toxiques, incolores et inodores, comme on peut le voir en examinant la même solution de chlorure de sodium, et eux-mêmes sont jaune verdâtre.
gaz toxique avec une odeur âcre caractéristique.
Notez les principales dispositions de la théorie dans votre cahier.
Afin de distinguer un atome d'un ion lors de l'écriture, le signe de la charge et sa grandeur sont indiqués en haut à droite de l'ion. Par exemple : l'atome de sodium est Na, et l'ion sodium est Na + (lire : « cation sodium chargé une seule fois ») ; l'atome de cuivre est Cu et l'ion cuivre est Cu 2+ (lire : « cation cuivre doublement chargé ») ; l'atome d'aluminium est Al et l'ion aluminium est Al 3+ (lire : « cation aluminium à trois charges »), l'atome de soufre est S et l'ion soufre est S 2- ; (lire : « anion soufre doublement chargé »), l'atome de chlore Cl, et l'ion chlore Cl -, etc.
■ 70. Que sont les ions ?
71. En quoi les ions diffèrent-ils des atomes neutres ?
72. Quels ions sont appelés cations, quels anions et pourquoi ?
73. Comment distinguer un ion d'un atome neutre par écrit (donner des exemples) ?
74. Nommez les ions suivants : Fe 2+, Fe 3+, K +, Br -.
Dissociation des bases, acides et sels
Nous avons déjà dit que seuls les composés dont les molécules sont construites selon une liaison de type ionique ou polaire peuvent se décomposer en ions, en considérant cela à l'aide de l'exemple de NaCl et HCl. Quant aux molécules apolaires, elles ne se désintègrent pas en ions dans les solutions aqueuses.
Cependant, il existe souvent des substances dans les molécules desquelles les deux types de liaisons sont observées, par exemple, dans une molécule d'hydroxyde de sodium NaOH, le métal est lié à l'hydroxyle par une liaison ionique et à l'oxygène par une liaison covalente. Dans la molécule d'acide sulfurique H2SO4, l'hydrogène est relié au résidu acide par une liaison polaire et à l'oxygène par une liaison covalente non polaire. Dans la molécule de nitrate d'aluminium, Al(NO 3) 3 est relié au résidu acide par une liaison ionique et les atomes d'azote sont reliés aux atomes d'oxygène par une liaison covalente. Dans de tels cas, la décomposition de la molécule en ions se produit au site d'une liaison ionique ou polaire. Liaisons covalentes restent indissociables.
De ce qui précède, il s'ensuit que les ions peuvent être non seulement atomes individuels, mais aussi des groupes d'atomes. Par exemple, l'hydroxyle, lors de sa dissociation, forme un anion OH-, appelé ion hydroxyle. Le résidu acide SO 4 forme un ion anion-sulfate doublement chargé. La charge de chaque ion est déterminée par sa valence.
Nous pouvons maintenant considérer quels ions se dissocient en différentes classes substances inorganiques. Comme les équations de réaction chimique, les équations de dissociation peuvent également être écrites. Par exemple, la décomposition en ions soude s’écrit comme suit :
NaOH = Na + + OH -
Parfois, au lieu du signe égal dans de telles équations, le signe de réversibilité ⇄ est utilisé pour montrer que la dissociation est un processus réversible et peut se produire dans la direction opposée lorsque le solvant est éliminé.
L'hydroxyde de calcium se dissocie comme suit :
Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH -
(l'indice indiquant le nombre de groupes hydroxyles devient un coefficient).
Pour vérifier l'exactitude de l'entrée, vous devez calculer le total charge positive cations et la charge négative totale des anions. Ils doivent être égaux valeur absolue. DANS dans ce cas la somme des charges positives est de +2 et négative de -2. De ce qui précède, une définition des bases surgit à la lumière de la théorie de la dissociation électrolytique.
Les bases sont les électrolytes qui se dissocient en solution pour former uniquement un cation métallique et des anions hydroxyle.
Écrivez la définition des bases dans votre cahier.
■ 75. Écrivez les équations de dissociation des bases suivantes, en vérifiant d'abord à l'aide du tableau de solubilité si ce sont des électrolytes : hydroxyde de baryum, hydroxyde de fer, hydroxyde de potassium, hydroxyde de strontium, hydroxyde de zinc, hydroxyde de lithium.
La décomposition en ions acides se produit là où il y a connexion polaire, c'est-à-dire entre l'atome d'hydrogène et le résidu acide.
Par exemple, acide nitrique exprimé par l'équation :
HNO 3 = H + + NON 3 —
Pour deux ou plusieurs acides basiques, la dissociation se produit par étapes, par exemple pour H 2 CO 3 :
Н 2 СО 3 ⇄ Н + + НСО з — (première étape) НСО 3 ⇄ Н + + CO 2 3 — (deuxième étape)
La dissociation progressive est parfois décrite comme une égalité continue.
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO 3 - ⇄ 2H + + CO 2 3 -
Avec une dissociation par étapes, la décroissance par étapes est considérablement réduite et, à la dernière étape, elle est généralement très faible.
Ainsi, les acides sont des électrolytes qui se dissocient dans les solutions pour ne former que des ions hydrogène sous forme de cations.
Notez la définition des acides dans votre cahier.
■ 76. Écrivez les équations de dissociation des acides suivants : sulfurique, phosphorique, sulfure d'hydrogène, sulfureux, chlorhydrique. Dans le cas de deux acides basiques ou plus, écrivez les équations par étapes.
La nature de la dissociation des bases et des acides dépend du rayon et de la charge de l'ion formant la base ou l'acide.
Rayon des ions Na+ rayon plus grand et l'ion H +, donc coquilles électroniques l'oxygène est plus fortement attiré par le noyau d'hydrogène que par le noyau de sodium. Par conséquent, lors de la dissociation, la liaison Na-OH devrait se rompre plus rapidement. Plus le rayon de l'ion formant un hydroxyde avec la même charge est grand, plus la dissociation est facile.
Dans le même sous-groupe hydroxyde métallique grosse charge noyau atomique et donc avec beaucoup rayon ionique se dissociera davantage.
■ 77. À l'aide du tableau périodique des éléments de D.I. Mendeleïev, indiquez laquelle des bases se dissociera le plus fortement : Mg(OH) 2 ou Sr(OH) 2. Pourquoi?
Dans le cas de valeurs proches des rayons des ions formant l'hydroxyde (ou l'acide), la nature de la dissociation dépend de l'ampleur de sa charge. Ainsi, puisque la charge de l'ion silicium dans l'acide silicique H 2 SiO 3 est Si(+4), et la charge de l'ion
chlore dans acide perchlorique HClO 4 - Cl (+7), alors ce dernier est plus fort. Plus un ion est positif, plus il se repousse fortement ion positif hydrogène. Une dissociation de type acide se produit.
Le caractère amphotère du béryllium (période II) s'explique par un équilibre particulier entre les forces répulsives de l'ion hydrogène et son attraction par l'ion béryllium.
■ 78. Pourquoi période III tableau périodique D.I. Mendeleïev, l'hydroxyde de magnésium présente des propriétés basiques, l'hydroxyde d'aluminium est amphotère, mais forme un acide ? Expliquez cela en comparant les charges et les rayons des ions magnésium, aluminium et soufre.
Puisque dans les molécules de sel, entre les atomes métalliques et le résidu acide, il y a liaison ionique, les sels se dissocient respectivement pour former des cations métalliques et des anions du résidu acide, par exemple :
Al 2 (SO 4) 3 = 2Al 3+ + 3SO 2 4 -
Sur cette base, les sels sont des électrolytes qui, lors de leur dissociation, forment des ions métalliques sous forme de cations et des ions d'un résidu acide sous forme d'anions.
■ 79. Écrivez les équations de dissociation des sels intermédiaires suivants : phosphate de sodium, nitrate de magnésium, chlorure d'aluminium, silicate de potassium, carbonate de sodium, sulfure de potassium, nitrate de cuivre (II), chlorure de fer (III).
La dissociation des sels acides, basiques et autres se déroule quelque peu différemment, comme nous le verrons ci-dessous.
Degré de dissociation
La dissociation électrolytique est un processus réversible. Par conséquent, simultanément à la formation d'ions, le processus inverse se produit : la combinaison d'ions en molécules. Un équilibre s’établit entre eux. Plus la solution est diluée, plus la dissociation est complète. L'exhaustivité de la dissociation est jugée par le degré de dissociation, désigné par la lettre α.
est le rapport du nombre de molécules dissociées n au nombre total de molécules N de la substance dissoute, exprimé en pourcentage :
Notez la formule et la détermination du degré de dissociation dans votre cahier.
En d’autres termes, il montre quel pourcentage de molécules dissoutes se sont décomposées en ions.
Selon le degré de dissociation, les électrolytes se distinguent entre forts et faibles. Plus il y en a, plus l'électrolyte est fort.
En fonction du degré de décomposition en ions, les électrolytes sont classés comme forts, moyens et faibles.
Les électrolytes forts, par exemple HNO 3, HCl, H 2 SO 4, les alcalis caustiques et tous les sels, se dissocient presque complètement (100 %). Cependant, les électrolytes forts comprennent également ceux avec α > 30 %, c'est-à-dire que plus de 30 % des molécules sont désintégrées. en ions. Les électrolytes moyens, par exemple H 3 PO 4 et H 2 SO 3, présentent un degré de dissociation allant de 2 à 30 %. Les électrolytes faibles, par exemple NH 4 OH, H 2 CO 3, H 2 S, se dissocient mal : α< 2%.
La comparaison du degré de dissociation de différents électrolytes est effectuée dans des solutions de même concentration (le plus souvent 0,1 N), puisque le degré de dissociation dépend fortement de la concentration de la solution.
Le degré de dissociation est influencé par la nature du soluté lui-même, du solvant et de plusieurs autres. influences extérieures. Ainsi, quand on dit « acide fort » ou « base solide", désigne le degré de dissociation d'une substance en solution. Dans ce cas nous parlons de sur ces substances en tant qu'électrolytes. Le degré de dissociation d'une substance détermine son comportement dans réaction chimique et le déroulement de la réaction elle-même.
■ 80. Qu'est-ce qui caractérise le degré de dissociation α ?
81. Dessinez un tableau dans votre cahier :
En fonction du texte que vous lisez, donnez au moins deux exemples dans chaque colonne. 82. Que signifient les expressions « acide fort » et « base faible » ?
Réactions d'échange entre électrolytes.Équations ioniques
Étant donné que les électrolytes dans les solutions se désintègrent en ions, des réactions électrolytiques doivent se produire entre les ions.
L’interaction des ions dans une solution est appelée réaction ionique.
Écrivez le texte dans votre cahier.
Des réactions d'échange et des réactions redox peuvent se produire avec la participation d'ions. Considérons les réactions d'échange d'électrolytes en solution, par exemple l'interaction entre deux sels :
NaCl + AgNO 3 = AgCl↓ + NaNO 3
et comment les électrolytes puissants se dissocient en ions :
NaCl ⇄ Na + + Cl —
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 —
C'est pourquoi côté gauche les égalités peuvent s'écrire sous la forme suivante : Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - =
Considérons les substances obtenues à la suite de la réaction : AgCl est une substance insoluble, donc elle ne se dissociera pas en ions, et NaNO 3 est un sel soluble, il se dissocie parfaitement en ions selon le schéma
NaNO 3 ⇄ Na + + NON 3 —
NaNO3- électrolyte fort, donc le côté droit de l'égalité s'écrit comme ceci :
... = Na + + NO 3 - + AgCl L'équation dans son ensemble aura la forme suivante :
Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCl
Cette équation est appelée équation ionique complète. En annulant dans cette équation membres similaires, on obtient l'abrégé équation ionique
Ag + + Cl - = AgCl
Donc, la séquence de composition de l'équation ionique.
1. Écrivez la formule sous forme ionique produits de départ(ceux qui se dissocient).
2. Écrivez les formules des produits résultants (ceux qui se dissocient) sous forme ionique.
3. Vérifiez si la valeur absolue correspond nombre total positif et charges négatives ions du côté gauche de l’équation, puis du côté droit.
4. Vérifiez si le nombre d'ions du même nom sur les côtés gauche et droit de l'équation est le même (en tenant compte des atomes qui font partie de la substance non dissociable).
Ceci termine la compilation de l’équation ionique complète.
Notez la séquence de composition de l’équation ionique dans votre cahier.
5. Pour composer l'équation ionique abrégée, trouvez à gauche et bonnes pièceséquations termes similaires avec signes identiques et éliminez-les de l'équation, puis écrivez l'équation ionique abrégée résultante.
L'équation ionique abrégée donnée exprime l'essence non seulement de cette réaction. Écrivons plusieurs équations de réaction, par exemple :
1) HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3
H + + Cl - + Ag + + NO 3 - = H + + NO 3 - + AgCl↓
Ag + + Cl - = AgCl
2) BaCl 2 + 2AgNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2AgCl↓
Ba 2+ + 2Cl - + 2Ag + + 2NO 3 - = Ba 2+ + 2NO 3 - + 2AgCl↓
Ag + + Cl - = AgCl
3)AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl↓
Al 3+ + 3Cl - + 3Ag + + 3NO 3 - = Al 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
Dans tous les exemples donnés, l’équation ionique abrégée est la même. Cette circonstance joue très rôle important V chimie analytique pour une analyse qualitative.
Il peut y avoir des cas où la réaction entraîne la formation d'une (substance faiblement dissociée)
Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
Ca 2+ + 2OH - + 2H + + 2Cl - = Ca 2+ + 2Cl - + 2H 2 O
H + + OH - = H 2 O
ou du gaz est libéré
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 O + CO2
2Na + + CO 2 3 - + 2H + + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2 ↓
2H + + CO 2 3 - = H 2 O + CO 2
Comme on le sait, il existe des conditions pour que les réactions d'échange se poursuivent jusqu'au bout : 1) si un précipité se forme, 2) si du gaz est libéré, et 3) si . Toutes ces conditions, du point de vue de la théorie de la dissociation électrolytique, peuvent être formulées comme suit : les réactions d'échange se terminent si la réaction aboutit à la formation de substances non ou peu dissociables.
Dans les cas où les deux substances résultantes se dissocient bien, la réaction est réversible, par exemple :
2КCl + Na 2 SO 4 ⇄ 2NaCl + K 2 SO 4
Tâches n°7 avec solutions.
Regardons les missions n°7 de l'OGE pour 2016.
Tâches avec solutions.
Tâche n°1.
Seuls les cations potassium et les anions phosphate se forment lors de la dissociation d'une substance dont la formule est
1. KHPO4
2. Ca3(PO4)2
3.KH2PO4
4.K3PO4
Explication: si lors de la dissociation seuls des cations potassium et des ions phosphate se forment, alors seuls ces ions font partie de la substance souhaitée. Confirmons avec l'équation de dissociation :
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
La bonne réponse est 4.
Tâche n°2.
Les électrolytes comprennent chacune des substances dont les formules sont
1. N2O, KOH, Na2CO3
2. Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4
3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2SiO3
4. CaCl2, Cu(OH)2, SO2
Explication: les électrolytes sont des substances qui conduisent le courant électrique en raison de leur dissociation en ions dans les solutions et les matières fondues. Les électrolytes sont donc des substances solubles.
La bonne réponse est 2.
Tâches n°3.
Lors de la dissociation complète du sulfure de sodium, des ions se forment
1. Na+ et HS‾
2. Na+ et SO3²‾
3. Na+ et S²‾
4. Na+ et SO4²‾
Explication:écrivons l'équation de dissociation du sulfure de sodium
Na2S → 2Na+ + S²‾
Ainsi, la bonne réponse est 3.
Tâches n°4.
Dans la liste des ions
A. Ion nitrate
B. Ion ammonium
B. Ion hydroxyde
D. Ion hydrogène
D. Ion phosphate
E. Ion magnésium
les cations sont :
1. BGD 2. BGE 3. ÂGE 4. HGE
Explication: les cations sont des espèces positives, telles que les ions métalliques ou les ions hydrogène. Parmi les éléments ci-dessus, il s’agit de l’ion ammonium, de l’ion hydrogène et de l’ion magnésium. La bonne réponse est 2.
Tâches n°5.
Les affirmations suivantes concernant la dissociation électrolytique des sels sont-elles correctes ?
A. Tous les sels lors de la dissociation forment des cations métalliques, des cations hydrogène et des anions de résidus acides
B. Au cours du processus de dissociation, les sels forment des cations métalliques et des anions de résidus acides
1. Seul A est correct
2. Seul B est correct
3. Les deux jugements sont corrects
4. Les deux jugements sont erronés.
Explication: seulement sels acides lors de leur dissociation, ils forment des cations hydrogène, donc A est incorrect, mais B est correct. Voici un exemple :
NaCl → Na+ + Cl‾
La bonne réponse est 2.
Tâches n°6.
Même numéro des moles de cations et d'anions se forment lors d'une dissociation complète dans une solution aqueuse 1 mol
1. KNO3
2.CaCl2
3. Ba(NO3)2
4. Al2(SO4)3
Explication: dans cette équation, nous pouvons soit écrire les équations de dissociation et regarder les coefficients résultants, soit regarder les indices dans les formules des sels donnés. Seule la molécule KNO3 possède le même nombre de moles :
KNO3 → K+ + NO3‾
La bonne réponse est 1.
Tâche n°7.
Les ions chlorure se forment lors de la dissociation d'une substance dont la formule est
1.KClO3
2. AlCl3
3. NaClO
4. Cl2O7
Explication: Parmi les substances ci-dessus, les ions chlorure ne se trouvent que dans la molécule de chlorure d'aluminium - AlCl3. Présentons l'équation de dissociation de ce sel :
AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾
La bonne réponse est 2.
Tâche n°8.
Les ions hydrogène se forment lors de la dissociation d'une substance dont la formule est
1. H2SiO3
2.NH3xH2O
3. HBr
4. NaOH
Explication: Les ions hydrogène sont inclus, parmi ceux répertoriés, uniquement dans HBr : HBr → H+ + Br‾
(H2SiO3 en solution se dissocie en H2O et SiO2)
La bonne réponse est 3.
Tâche n°9.
Dans la liste des substances :
A. Acide sulfurique
B. Oxygène
B. Hydroxyde de potassium
G. Glucose
D. Sulfate de sodium
E. Alcool éthylique
les électrolytes comprennent :
1. OÙ 2. ABG 3. WDE 4. AED
Explication: Les électrolytes sont des acides forts, des bases ou des sels. Parmi ceux répertoriés figurent l’acide sulfurique (H2SO4), l’hydroxyde de potassium (KOH), le sulfate de sodium (Na2SO4). La bonne réponse est 4.
Tâche n°10.
Au cours du processus de dissociation, les ions phosphate forment chacune des substances dont les formules sont
1. H3PO4, (NH4)3PO4, Cu3(PO4)2
2. Mg3(PO4)2, Na3PO4, AlPO4
3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4
4. K3PO4, H3PO4, Na3PO4
Explication: comme dans la tâche précédente, il faut ici savoir que les électrolytes sont des acides forts ou des sels solubles, comme par exemple au n°4 :
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
H3PO4 → 3H+ + PO4³‾
Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾
La bonne réponse est 4.
Tâches pour une solution indépendante.
1. Des ions hydrogène et des résidus acides se forment au cours du processus de dissociation électrolytique :
1. Eau
2. Acide nitrique
3. Acide silicique
4. Nitrate de potassium
2. Les électrolytes sont chacune des substances dont les formules sont :
1. KOH, H2O(dist), CaCl2
2. BaSO4, Al(NO3)3, H2SO4
3. BaCl2, H2SO4, LiOH
4. H2SiO3, AgCl, HCl
3. Les affirmations suivantes concernant les électrolytes sont-elles vraies ?
A. Azote et acide sulfurique sont des électrolytes puissants
B. Le sulfure d'hydrogène dans une solution aqueuse se désintègre complètement en ions
1. Seul A est correct
2. Seul B est correct
3. Les deux jugements sont corrects
4. Les deux jugements sont erronés.
4. Chacune des deux substances est un électrolyte
1. Sulfure de cuivre (II) et éthanol
2. Acide chlorhydrique et sulfate de potassium
3. Oxyde de mercure (II) et sulfate de calcium
4. Carbonate de magnésium et oxyde nitrique (I)
5. Dans une solution aqueuse, il se dissocie progressivement
1. Nitrate de cuivre (II)
2. Acide nitrique
3. Acide sulfurique
4. Hydroxyde de sodium
6. Les affirmations suivantes concernant les électrolytes sont-elles vraies ?
A. L’hydroxyde de béryllium et l’hydroxyde de fer (III) sont des électrolytes puissants.
B. Le nitrate d'argent dans une solution aqueuse se désintègre complètement en ions
1. Seul A est correct
2. Seul B est correct
3. Les deux jugements sont corrects
4. Les deux jugements sont erronés.
7. Des ions sulfate se forment pendant le processus de dissociation
1. Sulfure de potassium
2. Acide sulfuré d'hydrogène
3. Sulfure de cuivre
4. Sulfate de baryum
8. Général propriétés chimiques l'hydroxyde de sodium et l'hydroxyde de baryum sont dus à
1. La présence d'ions sodium et baryum dans leurs solutions
2. Leur bonne solubilité dans l’eau
3. La présence de trois éléments dans leur composition
4. La présence d'ions hydroxyde dans leurs solutions
9. Le cation est
1. Ion sulfate
2. Ions sodium
3. Ion sulfure
4. Ion sulfite
10. L'anion est
1. Ion calcium
2. Ion silicate
3. Ion magnésium
4. Ion ammonium
Les tâches proposées sont tirées de la collection pour la préparation à l'examen d'État unifié de chimie, auteurs : A.S. Koroshchenko. et Kuptsova A.A.
