Mg oh 2 уравнение диссоциации

Теория электролитической диссоциации

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na + и Cl — . В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы Na + и Cl — вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na + + Cl –

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H + + Cl — .

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH₃COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄ (по первой ступени), HClO₄ и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH₄OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO₄ 3– :

Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

HCO₃ – ↔ H + + CO₃ 2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO₃ ⇄ K + + HCO₃ – (α=1)

HCO₃ – ⇄ H + + CO₃ 2– (α + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

Примеры .

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K₂S б) Ba(ClO₃)₂ в) NH₄NO₃ г) Fe(NO₃)₃

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

а) K₂S ⇄ 2K + + S 2– , при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;

б) Ba(ClO₃)₂ ⇄ Ba 2+ + 2ClO₃ – , опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;

в) NH₄NO₃ ⇄ NH₄ + + NO₃ – , при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;

г) Fe(NO₃)₃ ⇄ Fe 3+ + 3NO₃ – , при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.

Mg oh 2 уравнение диссоциации

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

Например, составим уравнения диссоциации двухкислотного основания – гидроксида магния.

На первой ступени диссоциации отщепляется один гидроксид-ион OH – :

На второй ступени диссоциации отщепляется гидроксид-ион от катиона MgOH + :

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH –

Таким образом, диссоциация данного основания происходит в две ступени и имеет следующую последовательность:

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH –

Число ступеней диссоциации основания определяется числом гидроксид-ионов OH – .

Таким образом, с точки зрения электролитической диссоциации:

Основания – это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов отщепляют только гидроксид-ионы.

Свойства оснований, которые они проявляют в водных растворах, — это свойства гидроксид-ионов OH – .

Mg oh 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, Na₂CO_3, Na₃PO_4, HNO_3, KOH, Ba(OH)_2, H₂SO_3, Ca(NO₃)_2, Ca₃(PO₄)_2, H₂S, NaOH, HBr