Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах
Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов — катионы водорода Н + . Составим уравнение электролитической диссоциации сильных кислот: а) одноосновной азотной кислоты HNО3 и б) двухосновной серной кислоты H2SO4:
Число ступеней диссоциации зависит от основности слабой кислоты Нх(Ас), где х — основность кислоты.
Пример: Составим уравнения электролитической диссоциации слабой двухосновной угольной кислоты Н2СО3.
Первая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н + ):
Константа диссоциации по первой ступени:
Вторая ступень диссоциации (отщепление иона водорода Н + от сложного иона НСО3 — ):
Растворы кислот имеют некоторые общие свойства, которые, согласно теории электролитической диссоциации, объясняются присутствием в их растворах гидратированных ионов водорода Н + (Н3О + ).
Основания — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН — .
Составим уравнение электролитической диссоциации однокислотного основания гидроксида калия КОН:
Сильное двухкислотное основание Ca(OH)2 диссоциирует так:
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)у, где у — кислотность основания.
Составим уравнения электролитической диссоциации слабого двухкислотного основания — гидроксида железа (II) Fe(OH)2.
Первая ступень диссоциации (отщепляется один гидроксид-ион ОН — ):
Вторая ступень диссоциации (отщепляется гидроксид-ион ОН — от сложного катиона FeOH + ):
Основания имеют некоторые общие свойства. Общие свойства оснований обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН — .
Каждая ступень диссоциации слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований характеризуется определенной константой диссоциации: K1, K2, K3, причем K1 > K2 > K3. Это объясняется тем, что энергия, которая необходима для отрыва иона Н + или ОН — от нейтральной молекулы кислоты или основания, минимальна. При диссоциации по следующей ступени энергия увеличивается, потому что отрыв ионов происходит от противоположно заряженных частиц.
Амфотерные гидроксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями. Теория электролитической диссоциации объясняет двойственные свойства амфотерных гидроксидов.
Амфотерные гидроксиды — это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н + и гидроксид-анионы ОН — , т. е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.
К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и другие. Амфотерным электролитом является также вода Н2O.
В амфотерных гидроксидах диссоциация по типу кислот и по типу оснований происходит потому, что прочность химических связей между атомами металла и кислорода (Ме—О) и между атомами кислорода и водорода (О—Н) почти одинаковая. Поэтому в водном растворе эти связи разрываются одновременно, и амфотерные гидроксиды при диссоциации образуют катионы Н + и анионы ОН — .
Составим уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка Zn(OH)2 без учета ее ступенчатого характера:
Нормальные соли — сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.
Составим уравнения электролитической диссоциации нормальных солей: а) карбоната калия K2CO3, б) сульфата алюминия Al2(SO4)3:
Кислые соли — сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.
Составим уравнения электролитической диссоциации кислой соли гидрокарбоната натрия NaHCО3.
Сложный анион НСО3 — (гидрокарбонат-ион) частично диссоциирует по уравнению:
Основные соли — электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН — .
Составим уравнение электролитической диссоциации основной соли Fe(OH)2Cl — дигидроксохлорида железа (III):
Сложный катион частично диссоциирует по уравнениям:
Для обеих ступеней диссоциации Fe(OH)2 + .
Гидроксид олова 2 уравнение диссоциации
С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.
I. Электролитическая диссоциация кислот
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H + )
1. Электролитическая диссоциация одноосновных кислот
Кислоты состоят не из ионов, а из молекул.
Возникает вопрос – как же тогда кислота диссоциирует, т. е как в кислотах образуются свободные заряженные частицы? Оказывается, ионы образуются в растворах кислот именно при растворении.
Рассмотрим процесс электролитической диссоциации хлороводорода в воде, но для этого запишем строение молекул хлороводорода и воды.
Обе молекулы образованы ковалентной полярной связью. Электронная плотность в молекуле хлороводорода смещена к атому хлора, а в молекуле воды – к атому кислорода. Молекула воды способна оторвать катион водорода от молекулы хлороводорода, при этом образуется катион гидроксония Н3О + .
В уравнении реакции электролитической диссоциации не всегда учитывают образование катиона гидроксония – обычно говорят, что образуется катион водорода.
Тогда уравнение диссоциации хлороводорода выглядит так:
HCl⇄H + + Cl —
При диссоциации одного моля хлороводорода образуются один моль катиона водорода и один моль хлорид — анионов.
2. Электролитическя диссоциация многоосновных кислот
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
Рассмотри процесс электролитической диссоциации серной кислоты. Серная кислота диссоциирует ступенчато, в две стадии.
I–я стадия диссоциации
На первой стадии отрывается один катион водорода и образуется гидросульфат-анион.
II — я стадия диссоциации
На второй стадии происходит дальнейшая диссоциация гидросульфат — анионов.
Эта стадия является обратимой, то есть, образующиеся сульфат — ионы могут присоединять к себе катионы водорода и превращаться в гидросульфат — анионы. Это показано знаком обратимости.
Существуют кислоты, которые даже на первой стадии диссоциируют не полностью – такие кислоты являются слабыми. Например, угольная кислота Н2СО3.
Н3РО4 ↔ Н + + Н2РО4 — (первая ступень) – дигидроортофосфат ион
Н2РО — 4 ↔ Н + + НРO4 2- (вторая ступень) – гидроортофосфат ион
НРО 2- 4 ↔ Н + + PО4 З- (третья ступень) – ортофосфат ион
Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени — по третьей.
II. Электролитическая диссоциация оснований
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH — )
Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)
Щёлочи – это основания, растворимые в воде
Это основания щелочных и щелочноземельных металлов :
LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, R а(ОН)2, а также NН4ОН
Амфолиты — это электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода (H + ) и гидроксид-ионы ( OH — )
Примеры уравнений диссоциации щелочей
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Ba(ОН)2 -> Bа(ОН) + + OH — (первая ступень)
Ba(OH) + ↔ Ba 2+ +OH — (вторая ступень)
Примеры уравнений диссоциации амфолитов
Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 можно выразить уравнением:
Нерастворимые в воде основания практически не подвергаются электролитической диссоциации, так как в воде они практически нерастворимы, а при нагревании – разлагаются, так что расплав их получить не удается.
III. Электролитическая диссоциация солей
Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH + 4) и анионы кислотных остатков.
Например, диссоциация средних солей :
Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато:
Диссоциация кислых солей
Диссоциация основных солей
У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода.
У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.
Mg(OH)Cl -> Mg(OH) + + Cl —
Mg (OH) + ↔ Mg 2+ + OH —
IV. Тренажеры
Тренажёр №2 — Катионы и анионы
Интерактивное задание LearningApps.org по теме: “Химические свойства растворов кислот»
V. Памятки
Памятка – Определение солей
VI. Задания для закрепления
Задание №1. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ:
Задание №2. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: Ca(OH)2, Na2CO3, Na3PO4, HNO3, KOH, Ba(OH)2, H2SO3, Ca(NO3)2, Ca3(PO4)2, H2S, NaOH, HBr
Гидроксид олова II
Гидроксид олова II | |
---|---|
Систематическое наименование | Гидроксид олова |
Традиционные названия | Гидроокись олова |
Хим. формула | Sn(OH)2 |
Рац. формула | Sn(OH)2 |
Состояние | гелевидный белый осадок |
Молярная масса | 152,72 г/моль |
Энтальпия | |
• образования | −561 кДж/моль |
Рег. номер CAS | 12026-24-3 |
Рег. номер EINECS | 234-710-9 |
InChI | |
ChemSpider | 24769728 |
Токсичность | нетоксичен |
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. |
Гидроксид олова II — неорганическое соединение, гидроксид олова формулой Sn(OH)2, гелевидный белый осадок, плохо растворимый в воде, проявляет амфотерные свойства.
Содержание
Получение
- Осаждение щелочами из раствора солей двухвалентного олова:
SnCl2 + 2 NaOH → Sn(OH)2↓ + 2 NaCl
Физические свойства
Гидроксид олова II образует гелевидный белый осадок, плохо растворимый в воде, устойчивый в интервале pH 2,5÷10,5.
Из раствора осаждается в виде гидрата m SnO•n H2O, соединение стехиометрического состава не выделено.
http://kardaeva.ru/89-dlya-uchenika/9-klass/138-elektroliticheskaya-dissotsiatsiya-kislot-shchelochej-i-solej
http://chem.ru/gidroksid-olova-ii.html