NaOH Na+ + OH Al(OH)3 Al3+ + 3OH Soolade dissotsiatsioon Soolade lahustumisel vees tekivad metalli katioone ja happe anioone sisaldavad lahused. Soolad tugevad elektrolüüdid! - NaCl Na+ + Cl Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO42- Ioonidevahelised reaktsioonid Soolade, hapete ja aluste lahused koosnevad ioonidest, siis nende reaktsioonid toimuvad ainult siis, kui lahuses leidub omavahel reageerivaid ioone. Piisavalt lahusesse ioone andev aine peab vees lahustuma! Ioonid aga reageerivad kui : 1. HAPE+ALUS, tekib VESI (H+ + OH+ H2O) 2. Tekib SADE (mittelahustuv aine) 3. Tekib NÕRK HAPE 4. Tekib GAASILINE AINE Ioonireaktsioonide võrrandid lahustes toimuvate reaktsioonide kohta
NIMI: Keemia kontrolltöö Ioonidevahelised reaktsioonid ja soolade hüdrolüüs KLASS: 1)Lõpeta laused... I. tugevad elektrolüüdid on täielikult ioonideks jagunenud II. nõrgad elektrolüüdid on ioonideks jagunenud osaliselt III. Mittelektrolüüdid on ained, mis sulas olekus ega lahuses ioonideks ei jagune, vaid esinevad neutraalsete aineosakeste molekulide, aatomitena. 2) Dissotsiatsioonivõrrandid:
Hüd.-d asendatakse lihtsustatud võrrandites vesinikioonidega. Tugevate hapete elektrolüütiline dissotsiatsioon lahuses on täielik. Nõrgad happed jagunevad lahuses ioonideks vaid osaliselt. Nõrkade hapete elektrolüütiline dissotsiatsioon vesilahuses on pöörduv reaktsioon. Mitmeprootoniliste hapete elektr. dis. Kulgeb astmeliselt: 1. Astmes eraldub happe molekulist lahusesse 1 vesinikioon, 2. Astmes teine jne. Igas järgmises astmes toimub dis. Oluliselt nõrgemini. Ioonidevahelised reaktsioonid kulgevad vähelahustuva ühendi (sademe) tekkimise suunas. Ioonvõrrandites kirjutatakse ainult vees hästilahustuvad tugevad elektrolüüdid ioonsel kujul. Neutralisatsioon on happe ja aluse vaheline reakt, mille tulemusel tekivad sool ja vesi. Ioonidevahelised realt-d lahuses toimuvad tingimusel, kui realt-s eraldub gaas, tekib sade v moodustub nõrk elektrolüüt. Mida happelisem on lahus, seda madalam on lahuse pH. Mida aluselisem on lahus, seda kõrgem on lahuse pH. Neutr
K2SO4 2 K+ + SO42- Al2(SO4)3 2Al3+ +3SO42- Dissotsiatsiooniaste (dissotsiatsioonimäär) näitab, kui suur osa lahustunud aine molekulidest on lagunenud ioonideks. Dissotsiatsiooniastet väljendatakse tavaliselt kümnendmurruna, kuid võib kasutada ka protsenti. Cd cd - ioonideks dissotsieerunud molekulide kontsentratsioon = ------- C c molekulide üldkontsentratsioon Hapete, aluste ja soolade osalusel toimuvad reaktsioonid on ioonidevahelised reaktsioonid, mida väljendavad ioonvõrrandid. Ioonvõrrandites kirjutatakse ioonidena tugevad hästilahustuvad elektrolüüdid (ained, mis ongi lahuses valdavalt ioonidena), ülejäänud ained kirjutatakse molekulidena. Ioonidevahelised reaktsioonid toimuvad, kui reaktsiooni tulemusena tekib: 1) SADE (BaSO4 AgCl Fe(OH)3 Al(OH)3) 2) VESI H2O 3) GAAS ( CO2 H2S ) Näited: 1* Molekulaarne võrrand BaCl2 + K2SO4 BaSO4 + 2KCl
Dissotsiatsiooniaste (dissotsiatsioonimäär) � näitab, kui suur osa lahustunud aine molekulidest on lagunenud ioonideks. Dissotsiatsiooniastet väljendatakse tavaliselt kümnendmurruna, kuid võib kasutada ka protsenti. Cd cd - ioonideks dissotsieerunud molekulide kontsentratsioon α = ------- C c – molekulide üldkontsentratsioon Hapete, aluste ja soolade osalusel toimuvad reaktsioonid on ioonidevahelised reaktsioonid, mida väljendavad ioonvõrrandid. Ioonvõrrandites kirjutatakse ioonidena tugevad hästilahustuvad elektrolüüdid (ained, mis ongi lahuses valdavalt ioonidena), ülejäänud ained kirjutatakse molekulidena. Ioonidevahelised reaktsioonid toimuvad, kui reaktsiooni tulemusena tekib: 1) SADE (BaSO4 AgCl Fe(OH)3 Al(OH)3) 2) NÕRK ELEKTROLÜÜT (näit VESI H2O) 3) GAAS ( CO2 H 2S ) Näited:
1)Tugevad happed H2SO4, HNO3, HCl 1) nõrgad happed 2)Tugevad aluse IA ja IIA rühma 2) nõrgad alused metallide hüdroksiidid 3)Lahustuvad soolad 3) praktiliselt lahustumatud soolad 4)H2O, oksiidid, lihtained, gaasid Molekulaarne võrrand: NaCl+AgNO3 -> AgCl(sade)+NaNO3 Täielik ioonvõrrand: Na+ + Cl- + Ag+ + NO3- -> AgCl(sade) + Na+ + NO3- Taandatud ioonvõrrand Cl-+ Ag+ -> AgCl(sade) NB! Ioonidevahelised reaktsioonid kulgevad lõpuni, kui tekib sade, gaas, vesi või mõni muu nõrk elektrolüüt. Soolade hüdrolüüs on soola reaktsioon veega, mille tulemusena võib tekkida kas happeline või aluseline keskkond. Aluseline keskkond Tugev alus + Nõrk hape Happeline keskkond Nõrk alus + Tugev hape Neutraalne keskkond Tugev alus + Tugev hape
Aine lahustuvust väljendatakse tavaliselt lahustunud aine maksimaalse kogusega grammides, mis võib lahustuda 100g lahustis antud temperatuuril. Molaarne kontsentratsioon väljendab lahustunud aine moolide arvu 1 liitis ehk 1 dm3 lahuses. Tugevate hapete elektrolüütiline dissotsiatsioon lahuses on täielik. Nõrkade hapete elektrolüütiline dissotsiatsioon vesilahuses on pöörduv reaktsioon. Mitmeprootoniliste hapete elektrolüütiline dissotsiatsioon on astmeline. Ioonidevahelised reaktsioonid kulgevad vähelahustuva ühendi (sademe) tekkimise suunas. Ioonidevahelistes reaktsioonides lahuses toimuvad tingimustel, kui reaktsioonis eraldub gaas, tekib sade, või moodustub nõrk elektrolüüt. By: @rgoTM
- Cd-dissotseerunud molekulide arv - C-kõikide molekulide arv - -dissotsiatsioonimäär - nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioonimäär sõltub: temperatuurist (kõrgemal t° on suurem), kontsentratsioonist (lahjemates lahustes on suurem) - tugevate elektrolüütide korral on dissotsiatsioonimäär 1 · reaktsioonid elektrolüütide lahustes: - ioonidevahelised reaktsioonid kulgevad lõpuni, kui tekib sade, gaas, vesi või mõni muu nõrk elektrolüüt. - NaCl + KNO3 KCl + NaNO3 (ei toimu. Kõik lahustuvad omavahel) - NaCl + AgNO3 AgCl+ NaNO3 (toimub, AgCl on mittelahustuv ja tekib sade) · Soola hüdrolüüs - on soola reaktsioon veega, mille tulemusena tekib happeline või aluseline keskkond - Tugev alus + nõrk hape aluseline (ph>7) + OH-
näiteid), nõrk elektrolüüt (tooge näiteid), elektrolüütiline dissotsiatsioon, hüdraatumine, pH, neutralisatsioonireaktsioon, molaarne kontsentratsioon. 2. Ainete (oksiidid, happed, alused, soolad, lihtained) valemite koostamine ning jaotamine mitteelektrolüütideks, tugevateks ja nõrkadeks elektrolüütideks. Õpikust ül 7/ lk 89, töölehelt ül 1. 3. Dissotsiatsioonivõrrandite koostamine. Õ ül 9 /lk 94, töölehelt ül 3 4. Ioonidevahelised reaktsioonid lahustes. Ioonvõrrandite koostamine. Õ ül 8 / lk 111, töölehelt ül 4, 5, 10. 5. ! Lahuse keskkonna (happeline, aluseline, neutraalne) määramine. Õ ül 6 /lk 116, töölehelt ül 6-9. Peab oskama põhjendada! 6. Millised ioonid põhjustavad happelist keskkonda, millised ioonid aluselist keskkonda? pH väärtused erinevates keskkondades (indikaatorite värvused). Õ ül 9 /lk 111, töölehelt ül 8. 7
võrdlus. 2. ANORGAANILISTE ÜHENDITE PÕHIKLASSID. ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSED: oksiidid, happed, alused ja soolad, nende nomenklatuur, keemilised omadused ja saamisviisid; elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid; tugevad ja nõrgad elektrolüüdid; lahuse happelisuse (aluselisuse) iseloomustamine pH abil (kvalitatiivselt); mittepöörduv (lõpunikulgev) ja pöörduv reaktsioon; keemiline tasakaal elektrolüütide lahustes; ioonidevahelised reaktsioonid lahustes, nende lõpunikulgemise tingimused; soolade hüdrolüüs (reaktsioonivõrrandeid nõudmata). 3. METALLID, NENDE TÄHTSAMAD OMADUSED JA ÜHENDID: metallide võrdlev iseloomustus (aatomi ehitus, keemiline aktiivsus, A- ja B-rühmade metallide erinevused); metallid redutseerijana; metallide keemilised omadused (reageerimine 3 mittemetallidega, veega, lahjendatud hapetega, soolalahustega); keemilise reaktsiooni kiirus, seda
üheaegselt kahes vastupidises suunas, tugevate hapete lahustes kulgeb elektrolüütiline dissotsiatsioon lõpuni. 11. Hüdrooniumioonid on H3O+ -ioonid ning nad tekivad vesinikioonide seostumisel lahuses vee molekulidega. 12. Astmeline dissotsiatsioon on dissotsiatsioon, kus esimeses astmes astmes eraldub happe molekulist lahusesse üks vesinikioon, teises astmes teine jne. Astmeliselt dissotsieeruvad mitmeprootonilised happed. 13. vt. vih. 14. Ioonidevahelised reaktsioonid lahuses toimuvad tingimusel, kui reaktsioonis eraldub gaas, tekib sade või moodustub nõrk elektrolüüt. 15. Neutralisatsioonireaktsioon on happe ja aluse vaheline reaktsioon. 16. vt. vih. 17. a) happeline, b) aluseline, c) aluseline, d) happeline, e) neutraalne, f) happeline. Reastus: f), a), d), b), e), c). 18. -
2H+ + 2Cl + 2Na+ + CO32 2Na+ + 2Cl + H2O + CO2 Lühendatud ioonvõrrand 2H+ + CO32 H2O + CO Ioonvõrrandite kirjutamine ·Ioonidena kirjutatakse tugevad hästilahustuvadelektrolüüdid tugevad happed H2SO4, HNO3, HCl tugevad alused - (IA ja IIA rühma metallide alates Cahüdroksiidid) lahustuvad soolad ·Molekulaarselt kirjutatakse nõrgad happed nõrgad alused praktiliselt lahustumatud soolad H2O, oksiidid, lihtained, gaasid ·Ioonidevahelised reaktsioonid kulgevad lõpuni, kuitekib sade, gaas, vesi või mõni muu nõrk elektrolüüt Ioonvõrrandite näiteid ·Näide 1 NaOH + NH4NO3 NH3 + H2O + NaNO3 Na+ + OH-- + NH4+ + NO3-- NH3 + H2O + Na+ + NO3 OH-- + NH4+ NH3 + H2O ·Näide 2 Fe2(SO4)3 + 6NaOH 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4 2Fe3+ + 3SO42-- + 6Na+ + 6OH-- 2Fe(OH)3 + 6Na+ + 3SO42-- Fe3+ + 3OH-- Fe(OH)3 Neutralisatsioonireaktsioon Reaktsioon H+ ja OH-- vahel
Keemilise reaktsiooni kiirus. 1.Too näiteid erineva kiirusega kulgevatest keemilistest reaktsioonidest a) ülikiiresti b) mõõduka kiirusega c) aeglaselt a) plahvatusreaktsioonid (lõhkained, paukgaas), ioonidevahelised reaktsioonid b) ainete põlemine (metalli reageerimine happega) c) geoloogilised protsessid (kivisüsi, nafta) 2.Mida näitab keemiline reaktsiooni kiirus? ära reageerinud või tekkinud saaduste hulka ajaühikus. mõõdetakse mol/dm2 3.Kuidas mõjutab reaktsiooni kiirust reageerivate ainete aktiivsus? mida aktiivsem on aine, seda kiiremini kulgeb reaktsioon 4.Kuidas mõjutab reaktsiooni kiirust reageerivate ainete kontsentratsioon? Mida näitab kontsentratsioon? mida suurem
? 5.1 Kas Sinu kodus leidub aineid, mille a) pH<7, b) pH=7, c) pH>7? 5.2 Kas rõõsa piima seismisel tema pH suureneb või väheneb? Miks? 5.3 Kas Sinu kodus või kauplustes leidub puhastusvahendeid, mille pakendil on mainitud ära aine pH väärtus? Millist informatsiooni see meie jaoks saab pakkuda? 6. Keemilisi reaktsioone elektrolüütide lahustes. Elektrolüütide lahustes toimuvad keemilised reaktsioonid aluste, hapete ja soolade vahel on põhiliselt ioonidevahelised reaktsioonid. Elektrolüütide lahuste kokkuvalamisel võib keemiline reaktsioon toimuda, kuid võib ka mitte toimuda. Keemiline reaktsioon elektrolüütide vahel toimub (läheb lõpuni) juhul, kui (vähemalt) ühe ainena tekib: · vähelahustuv või mittelahustuv aine e. sade (): BaCl2 + Na2SO4 = 2NaCl + BaSO4 (sademe tekkimist saab kontrollida ainete lahustuvustabelist: l-lahustuv, vl-vähelahustuv, e- praktiliselt lahustumatu)
Iooniraktsioonid (vesi)lahustes Elektrolüütide lahustes kulgevad reaktsioonid on ioonidevahelised protsessid. Tüüpilisi ioonireaktsioone kutsutakse põhikoolis vahetusreaktsioonideks, sest "molekulid" nagu vahetavad osi. Põhireegel on lihtne Kokku lähevad ainult positiivne ioon negatiivsega Reaktsioon kulgeb juhul, kui mõni ioonidest lahkub lahusest (reaktsioon kulgeb kõige halvemini dissotsieeruva aine tekke suunas) Selleks on mõned võimalused 1. Tekib nõrk elektrolüüt ja enamus tema koostisse kuuluvatest ioonidest lahkub lahusest molekulidena ( vesi, mõni nõrk hape)
4. Miks temperatuur avaldab väga olulist mõju reaktsioonide kiirusele? Kuna piisavalt kõrge energiaga osakeste arv kasvab. 5. Kummas suunas kulgemisel on pöörduva reaktsiooni aktiveerimisenergia suurem, kas endotermilise reaktsiooni suunas või eksotermilise reaktsiooni suunas? Miks? Aktiveerimisenergia on suurem endotermilise raktsiooni suunas, kuna osakstele on vaja rohkem energiat barjääri ületamiseks. 6. Miks kulgevad ioonidevahelised reaktsioonid lahustes praktiliselt silmapilkselt, molekulidest koosnevate ainete vahelised reaktsioonid kulgevad aga enamasti suhteliselt aeglaselt (ning nende kiirus sõltub oluliselt temperatuurist)? Molekulidele mõjuvad molekulidevahelised jõud, mis aeglustavad uute sidemete tekkimist; vaja kõrget temp. et lõhkuda sidemeid. Ioonreakstioonides ei ole vaja sidemeid lõhkuda. 7
* Elektrolüütiline dissotsiatsioon ioone sisaldavate lahuste lekkimine, ümbritsetud vee molekulidega (soolad = aluse katioon + happeanioon; alus = aluse katioon + hüdroksiidioon; hape = vesinikioon + happeanioon - tekib hüdrooniumioon H3O) -) Dissotsiatsioonivõrrandid näitavad, millised ioonid on elektrolüüdi lahuses. (peavad olema tasakaalus a laengute summa peab olema 0) * Reaktsiooni toimumise tingimused ioonidevahelised reaktsioonid kulgevad lõpuni kui tekib sade, gaas, vesi ja mõni muu nõrk elektrolüüt. * Molekulaarne võrrand on tavaline; ioonvõrrandis lagundatakse kõik ained ioonideks (elementideks), mida saab (mis on lahustuvad või vähelahustuvad; nt OH ja H 2O jäävad kokku); taandatud ioonvõrrandis kõigepealt lagundatakse ioonideks ja siis taandatakse mõlemalt poolt kõik, mida on mõlemal pool. * Moolaarne konsentratsioon väljendab lahustunud aine moolide arvu 1 dm 3 (= 1000 cm3) lahuses
Elektrolüütiline dissotsiatsioon on ioone sisaldavate lahuste tekkeprotsess elektrolüütide lahustumisel vees(elektrolüüütide jagunemine ioonideks nende lahustumisel vees). PH<7 happeline PH>7 aluseline Ioonvõrrand Ioonidena kirjutatakse tugevad elektrolüüdid. Molekulaarselt nõrgad happed, nõrgad alused, praktiliselt lahustumatud soolad, vesi, oksiidid, lihtained ja gaasid. Kui koondada mõlemalt poolt ühesugused ioonid, saab lühendatud ioonvõrrandi. Ioonidevahelised reaktsioonid kulgevad lõpuni, kui tekib nõrk elektrolüüt. Hüdrolüüs Reaktsioon veega. Redoksreaktsioonid reaktsioonid mille käigus muutub elementide o.a. Redoksreaktsioonides toimub alati korraga oksüdeerumine ja redutseerumine. Oksüdeerumine Elektronide loovutamine (o.a. Suureneb) Redutseerumine Elektronide liitmine ( o.a. Väheneb) Redutseerija Loovutab elektrone ( o.a. Suureneb ) Oksüdeerija - Liidab elektrone ( o.a. Väheneb)
annaabi.ee 
