Ni oh 2 напишите уравнение диссоциации

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 Н_х(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 + .

Диссоциация слабых электролитов

Слабые электролиты диссоциируют ступенчато и обратимо, таким образом, к процессу диссоциации слабых электролитов применим закон действия масс, константу равновесия в этом случае называют константа диссоциации.

Диссоциация слабых кислот:

H₂SO₃ « H + + HSO₃ —

HSO₃ — « H + + SO₃ —

Диссоциация слабых оснований:

Cu(OH)₂ « CuOH + +OH —

СuОН + « Сu 2+ + ОН —

Диссоциация амфотерных гидроксидов протекает по основному:

Zn(ОН) + « Zn 2+ + ОН —

и кислотному типу

Диссоциация кислых и основных солей имеет некоторые особенности. По первой ступени диссоциация этих соединений протекает по правилам сильных электролитов, а далее диссоциация протекает по правилам слабых электролитов (ступенчато и обратимо):

NiOH + « Ni 2+ + OH — .

Диссоциация воды. Водородный показатель

Вода является слабым электролитом, исследования показал, что очищенная от примесей вода обладает незначительной электрической проводимостью. Это связано с тем, что молекулы воды в незначительной степени распадается на ионы:

Константа диссоциации этого процесса будет выгладить следующим образом:

Концентрация молекул воды =

,

где К_ω – ионное произведение воды.

При Т = 295 К К_ω = 10 -14

Концентрация гидроксид ионов или протонов будет определять щелочность или кислотность раствора.

Для определения кислотности или щелочности раствора был выделен специальный параметр рН – водородный показатель.

рН = — lg[H + ]

Гидролиз

Гидролиз солей — взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к смещению ионного равновесия воды и изменению рН среды.

В реакциях гидролиза участвуют ионы слабых электролитов: катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. В ходе гидролиза образуются слабодиссоциированные или труднорастворимые продукты. Следствием гидролиза является нарушение равновесия в системе: Н₂О « Н + + ОН — ; в результате среда становится либо кислой (рН 7).

1. Гидролиз солей, образованных анионом слабой кислоты и катионом сильного основания — гидролиз по аниону (протекает преимущественно по первой ступени):

2Na + + CO₃ 2 — + HOH « Na + + HCO₃ — + Na + + OH —

Реакция сопровождается образованием ионов ОН — . Раствор карбоната натрия характеризуется щелочной средой, рН > 7.

2. Гидролиз солей, образованных катионом слабого основания и анионом сильной кислоты — гидролиз по катиону (протекает преимущественно по первой ступени):

2Ni +2 + 2SO₄ 2 — + 2НОН « 2NiOH + + SO₄ 2 — + 2H + + SO₄ 2 — /:2

Ni +2 + НОН « NiOH + +2H +

Реакция сопровождается образованием ионов Н + . Раствор сульфата никеля (II) характеризуется кислой средой, рН +3 + 3SO₃ 2 — + 6НОН = 2А1(ОН)₃ + 3H₂SO₃

В данном случае гидролиз идёт и по катиону и по аниону с образованием сразу двух слабых электролитов. Среда зависит от относительной силы образующихся в результате гидролиза кислоты и основания.

4. Соли, образованные анионом сильной кислоты и катионом сильного основания, гидролизу не подвергается, они лишь диссоциируют при растворении в воде.

Написать уравнения диссоциации следующих соединений: Ni(OH)2, HF, Al2(SO4)3, KH2PO4.

👉 Как получить работу? Ответ: Напишите мне в whatsapp и я вышлю вам форму оплаты, после оплаты вышлю решение.

➕ Как снизить цену? Ответ: Соберите как можно больше задач, чем больше тем дешевле, например от 10 задач цена снижается до 50 руб.

➕ Вы можете помочь с разными работами? Ответ: Да! Если вы не нашли готовую работу, я смогу вам помочь в срок 1-3 дня, присылайте работы в whatsapp и я их изучу и помогу вам.

⚡ Условие + 37% решения:

Написать уравнения диссоциации следующих соединений: Ni(OH)2, HF, Al2(SO4)3, KH2PO4. Для слабых электролитов привести выражения констант диссоциации.

Решение: Гидроксид никеля (II) – слабый электролит. В водном растворе он обратимо, ступенчато диссоциирует   Ni(OH) 2  NiOH  OH    NiOH  Ni  OH 2 или суммарно   Ni(OH)  Ni  2OH

Готовые задачи по химии которые сегодня купили:

Образовательный сайт для студентов и школьников

Копирование материалов сайта возможно только с указанием активной ссылки «www.lfirmal.com» в качестве источника.

© Фирмаль Людмила Анатольевна — официальный сайт преподавателя математического факультета Дальневосточного государственного физико-технического института