Уравнение диссоциации sn oh 2

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 + .

Решение Задание 1

Название	Решение Задание 1
Дата	20.03.2018
Размер	209.5 Kb.
Формат файла
Имя файла	khimia_kr_2_variant_14.doc
Тип	Решение #39021

Подборка по базе: 7. Контрольное задание_Модуль1_Зиганшина Р.А..docx, Индивидуальное домашнее задание 3.docx, Практич задание по социальн. философии.doc, Психология 1 задание.docx, Практическое задание 3.docx, Практическое задание №1 АНТРОПОМЕНТРИЯ.pdf, Практическое задание.docx, Итоговое задание для зачёта.docx, Ииндивидуальное задание-3.docx, Практическое задание.docx В.14 II 194, 214, 234, 254, 274, 294, 314, 334, 354 194 HI, Sn(OH)2 Cr 3+ + OH — + SO = CrOHSO4 Al2(SO4)3 [Al(OH)2]SO4 Al(OH)3 NaAlO2 Задание 1. Напишите уравнения диссоциации и константы диссоциации для сла-бых электролитов. Задание 2. По заданным ионным уравнениям напишите соответствующие молеку-лярные уравнения. Задание 3. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для сле-дующих превращений. Решение: HI – сильный электролит. Сильные электролиты диссоциируют в водном растворе практически полностью: HI = H + + I — Потому для них термин «константы диссоциации» лишен смысла. Sn(OH)2 – слабый амфотерный электролит, диссоциирует и как кислота, и как основание. Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации (ионизации) – Кд, причем для многокислотных оснований каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации. по основному типу: 1 ступень: Sn(OH)2 ↔ SnOH + + ОН – , 2 ступень: SnOH + ↔ Sn 2+ + ОН – , Н2SnО2 → Н + + НSnО2 — ; НSnО2 — → Н + + SnО2 2- ; Задание 2. Cr 3+ + OH – + SO4 2– + 2ОН — +2Н + = CrOHSO4 + 2ОН — + 2Н + H + + AlO2 — + Na + + OH — = Na + + AlO2 — + H2O 214 FeCl3 Ba(CH3COO)2 Na2S + AlBr3 FeCl3 +Na2CO3 _7_или_рН’>Задание 1. Написать уравнения гидролиза солей в молекулярной и ионной формах, указать рН растворов (рН > 7 или рН 3+ + Н2О ↔ FeOH 2+ + Н + или в молекулярной форме В растворе появляется избыток ионов Н + , поэтому раствор FeCl3 имеет кислую реакцию (рН — + Н2О ↔ CH3COOH + ОН — или в молекулярной форме В растворе появляется избыток ионов ОН — , поэтому раствор Ba(CH3COO)2 имеет щелочную реакцию (рН > 7). Соль Na2S образована слабой кислотой и сильным основанием гидролизуется по аниону: S 2- + H2O ↔ HS — + OH — . При смешении растворов этих солей идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы H + , образующиеся в результате гидролиза AlBr3 и ионы OH − , образующиеся в результате гидролиза Na2S, образуют молекулу слабого электролита H2O. Ввиду этого гидролиз обеих солей идет необратимо до конца с образованием соответствующих кислоты и основания. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза имеет вид: Соль FeCl3 образована сильной кислотой и слабым основанием, гидролизуется по катиону: Fe 3+ + H2O ↔ FeOH 2+ + Н + Соль Na2CO3 образована слабой кислотой и сильным основанием гидролизуется по аниону: CO3 2- + H2O ↔ + OH — . При смешении растворов этих солей идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы H + , образующиеся в результате гидролиза FeCl3 и ионы OH − , образующиеся в результате гидролиза Na2CO3, образуют молекулу слабого электролита H2O. Ввиду этого гидролиз обеих солей идет необратимо до конца с образованием соответствующих кислоты и основания. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза имеет вид : 2Fe 3+ + 3 + 6H2O → 2Fe(OH)3 + 3CO2 + 3H2O 2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 3CO2 + 6NaCl 234. Na3AsO3 + I2 + H2O AsO, I — Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 MnO, Bi 3+ Решение: а) Электронные уравнения: AsO3 3- + H2O — 2→ AsO4 3- + 2H + 2 1 восстановитель, окисление I2 + 2 → 2I — 1 окислитель, восстановление б) Электронные уравнения: BiO3 − + 6H + + 2→ Bi 3+ + 3H2O 10 5 окислитель, восстановление Mn +2 — 5 → Mn +7 2 восстановитель, окисление 254. Укажите направление движения электронов в гальваническом элементе, используя значения электродных потенциалов. Напишите уравнения анодного и катодного процессов, суммарное ионное и молекулярное уравнения реакции. Рассчитайте ЭДС; если концентрация раствора не указана, используйте значение стандартного потенциала Cu | CuSO4, 0,1M || Al2(SO4)3, 0,5M | Al Решение: 1. Схема гальванического элемента: Е° (Cu 2+ /Cu) = +0,337 B Е° (Al 3+ /Al) = -1,662 B 2. Вычисление электродных потенциалов по уравнению Нернста: n – число электронов, принимающих участие в процессе; С – концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/л +0,3075 В – 1,668 В 3. Направление движения электронов по внешней цепи от Al 3+ электрода к Cu 2+ ,
(+)				(-)
(К)	Cu | CuSO4 , 0,1 M || Al2(SO4)3, 0,5 M | Al			(А)

4. Уравнения электродных полуреакций:

Al (–): Al – 3 е = Al 3+ – процесс окисления,

Cu (+): Cu 2+ + 2е = Cu – процесс восстановления.

5. Расчёт величины ЭДС:

ЭДС = Е(Cu 2+ /Cu) – E(Al 3+ /Al) = +0,3075 – (–1,668) = 1,98 В.

274. Рассмотрите коррозию гальванопары, укажите анод и катод соответствующей гальванопары, рассчитайте ЭДС, напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции коррозии, укажите направление перемещения электронов в системе. Mg/Cd
Решение:

1. Схема гальванопары: Mg / NaOH / Cd.

2. Потенциалы: Е° (Mg(ОН)₂/Mg) = -2,69 B

Е° (Cd 2+ /Сd) = -0,40 B

то в данной гальванической паре восстановитель – магний, окислитель – кадмий.

3. Уравнения процессов окисления и восстановления

анод Mg + — 2 → Mg 2+ – процесс окисления

катод(Cd) 2Н₂О + 2→ 2ОН − + H₂ – процесс восстановления

4. Направление движения электронов от участка с меньшим потенциалом

к участку с большим потенциалом:

(–) Mg / Cd (+)
NaOH/Н2О

5. ЭДС = Е°_катода – Е°_анода = – 0,40 – (–2,69) = 2,29 В

Т.к. ЭДС > 0, то реакция осуществима.
294. Рассмотрите катодные и анодные процессы при электролизе водных растворов веществе инертными электродами. Рассчитайте массу или (и) объем (при нормальных условиях для газов) продуктов, выделяющихся на электродах при пропускании через раствор в течение 1 часа тока силой 1 А: BeSO₄
Решение:

Электролиз водного раствора сульфата бериллия с инертными электродами:

BeSO₄ = Be 2+ +SO₄ 2-

Количественные соотношения при электролизе определяют в соответствии с обобщённым законом Фарадея, который связывает количество вещества, образовавшегося при электролизе, со временем электролиза и силой тока:

где V – объём газа, выделяющегося на электроде;

V 0 – объём 1 моль газообразного вещества при нормальных условиях (22,4 л/моль;

n – количество электронов, участвующих в электродном процессе;

t – время электролиза, с;

F – постоянная Фарадея (96500 Кл / моль).
Объем кислорода, выделившегося на аноде равен:

= 0,209 л

Объем водорода, выделившегося на катоде равен:

= 0,418 л

1. Напишите выражения для констант нестойкости следующих комплексных ионов: [Ag(CN)₂] – , [Ag(NH₃)₂] + , [Ag(SON)₂] – . Зная, что они соответственно равны 1,0 ∙ 10 –21 , 6,8 • 10 –8 , 2,0 • 10 –11 , укажите, в каком растворе, содержащем эти ионы, при равной молярной концентрации больше ионов Аg + .

Каждый из этих комплексных ионов подвергается диссоциации и характеризуется своей константой нестойкости:

а) ↔ Ag + + 2СN − ; = 1,0·10 -21

б) ↔ Ag + + 2NH₃ ; = 6,8·10 -8

в) ↔ Ag + + 2SСN − ; = 2,0·10 -11

Константа нестойкости – мера устойчивости комплекса: чем она меньше, тем устойчивее ион.

Т.о. среди наших комплексных ионов наиболее устойчивым является и его диссоциация смещена в сторону его образования; наименее устойчивым является , поэтому он в большей степени подвергается диссоциации и соответственно, именно в растворе концентрация ионов Ag + больше, чем в растворах и .

334. Какая масса CaSO₄ содержится в 200 л воды, если жесткость, обусловливаемая этой солью, равна 8 мэкв?

Решение:

Жесткость воды обуславливается присутствием солей кальция и магния и определяется по формуле:

М(СaSO₄) = 40 + 32 + 16*4 = 136 г/моль

= 8∙10 -3 ∙68 ∙200 = 108,9 г
354. Как называют углеводороды, представителем которых является изопрен? Составьте схему сополимеризации изопрена и изобутилена.

Решение:
Изопрен (2-метилбутадиен-1,3) является представителем диеновых углеводородов

Схема сополимеризации изобутилена и изопрена:

Электролитическая диссоциация. Гидролиз растворов

экспериментально изучить электропроводность некоторых веществ и растворов, зависимость реакционной способности от степени диссоциации электролитов, факторы, нарушающие равновесие в растворах электролитов.

1. Электролиты. Сильные и слабые электролиты.

2. Электролитическая диссоциация. Основные положения теории Аррениуса.

3. Степень и константа диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации.

4. Равновесие в растворах электролитов.

5. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов.

Электролиты – вещества, способные распадаться на ионы (положительные катионы и отрицательные анионы), их растворы проводят электрический ток.

Неэлектролиты– не распадаются на ионы, их растворы не проводят ток.

Электролитическая диссоциация – распад молекул электролита на ионы в растворе или расплаве.

Диссоциация классов соединений:

многоосновных кислот ступенчато, в основном по первой ступени:

H₂S « H + + HS – (первая ступень)

HS – « H + + S 2– (вторая ступень)

оснований NaOH ® Na + + OH –

многокислотных оснований ступенчато, в основном по первой ступени

Mg(OH)₂ « MgOH + + OH – (первая ступень)

MgOH + « Mg 2+ + OH – (вторая ступень)

амфотерных оснований возможна как кислот и как оснований:

всех солей растворимых в воде – практически полностью, из них:

кислых солей ступенчато, в основном по 1 ступени

NaHCO₃ « Na + + HCO₃ – (первая ступень)

HCO₃ – « H + + CO₃ 2– (вторая ступень)

основных солей ступенчато, в основном по 1 ступени

CuOHCl « CuOH + + Cl – (первая ступень)

CuOH + « Cu +2 + OH – (вторая ступень)

О силе электролита можно судить по электропроводности его раствора и по химической активности в реакциях ионного обмена.

Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул электролита распавшихся на ионы к общему числу его молекул в растворе. Понятие степени диссоциации неприменимо к сильным электролитам.

Сильные электролиты – вещества, диссоциирующие в растворах полностью:

Слабые электролиты – вещества, диссоциирующие частично, в их растворах устанавливается равновесие между молекулами и ионами.

a + + OH –

Закон разбавления Оствальда связывает константу и степень диссоциации:

, где , См — молярная концентрация

Если α значительно меньше 1, уравнение закона Оствальда упрощается:

, т.е. при разбавлении степень диссоциации вырастает.

Для бинарного электролита КАn (например НСlO, HCSN): [К + ]=[Аn – ]= .

Показатель константы диссоциации: PК = – lg К_дис.

Изменение условий смещает динамическое равновесие процесса диссоциации:

Разбавление приводит к возрастанию степени диссоциации электролитов.

Добавка одноименного иона, т.е. увеличение концентрации одного из ионов ведет к снижению степени диссоциации электролита.

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора.

Гидролизу подвергается ион слабого электролита, возможны 3 типа гидролиза.

1.Гидролиз по аниону Соль сильного основания и слабой кислоты СН₃СООNa.

Молекулярное уравнение: CH₃COONa + H₂O « CH₃COOH + NaOH

Ионно-молекулярное уравнение: СН₃СОО – + НОН « СН₃СООН + ОН –

Образующиеся при диссоциации анионы СН₃СОО – связываются в слабый электролит СН₃СООН. Ионы ОН – накапливаются, создавая в растворе щелочную среду (рН>7). Гидролиз тем сильнее, чем меньше К_дисс образующейся слабой кислоты.

Гидролиз солей многоосновных кислот протекает по стадиям, преимущественно по первой стадии.

1 стадия: K₂S + H₂O « KHS + KOH

S 2– + HOH « HS – + OH –

2 стадия: KHS + H₂O « H₂S + KOH

HS -– + HOH « H₂S + OH –

2. Гидролиз по катиону. Соль слабого основания и сильной кислоты CuSO₄ Гидролиз идет по катиону Cu 2+ и протекает в две стадии с образованием преимущественно основной соли.

Реакция среды кислая (рН + . Гидролиз тем сильнее, чем меньше К_дисс образующегося основания.

1 стадия: Cu 2+ + H₂O « CuOH + + H +

2 стадия: CuOH + + HOH « Cu(OH)₂ + H +

3. Гидролиз по катиону и аниону. Соль слабого основания и слабой кислоты CH₃COONH₄.

Среда раствора нейтральная, слабокислая или слабощелочная в зависимости от К_дисс образующихся слабых электролитов.

Усиление гидролиза, совместный гиролиз солей слабого основания CrCl₃ и слабой кислоты Na₂S приводит к необратимому гидролизу каждой из солей до конца с образованием слабого основания и слабой кислоты.

Гидролиз соли CrCl₃ идет по катиону: Cr 3+ + HOH « CrOH 2+ + H +

Гидролиз соли Na₂S идет по аниону: S 2– + HOH « HS – + OH –

Гидролиз усиливается, т.к. образуется слабый электролит Н₂О: H + +OH – =Н₂О

Молекулярное уравнение: 2CrCl₃+3Na₂S+6H₂O=2Cr(OH)₃+3H₂S+6NaCl Ионно-молекулярное уравнение: 2Cr 3+ + 3S 2– + 6H₂O = 2Cr(OH)₃¯ + 3H₂S­

Соли сильных оснований и сильных кислот гидролизу не подвергаются, т.к. ни один из ионов соли не образует с ионами Н + и ОН – воды слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную среду.

1. Степень диссоциации СНзСООН в 0,1М растворе равна 1,32∙10 -5 К_дис и рК кислоты.

2. Кдис HCN равна 7.9∙10 -10 . Найти степень диссоциации HCN в 0,001 М растворе.

3. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе НСlO ( К_дис=5·10 -8 )

4. Во сколько раз уменьшится [H + ] в 0,2 М растворе НСООН (К_дис=0,8·10 -4 ), если к 1л этого раствора добавить 0,1моль соли НСООNа (соль диссоциирует полностью)?

5. Написать ионное уравнение реакции: Мg(ОН)₂ + 2НС1 = МgС1₂ + Н₂О

6. Написать уравнения ступенчатой диссоциации фосфорной кислоты в водном растворе. Вычислите К_дис Н₃РО₄ по 1-й ступени, если в 0,1 н растворе α=36 %.

7. Какое значение рН имеет раствор уксусной кислоты с массовой долей ω=0,6%?

8. Будет ли одинаковой электрическая проводимость водных и спиртовых растворов одного и того же вещества при одной и той же концентрации?

Опыт 1.Сравнение электропроводности растворов некоторых веществ

1. Угольные электроды, укрепленные на деревянной дощечке и последовательно соединенные с лампой, включить в электрическую сеть

2. Соблюдая меры предосторожности поочередно опускать электроды в стаканы с веществами и растворами, указанными в таблице, каждый раз промывая электроды в стакане с дистиллированной водой.

3. Наблюдать загорание электрической лампы

4. Внести данные в Таблицу 1, записать уравнения реакции

5. Объяснить разницу в степени накала лампочки в растворах.

6. Вделать вывод о силе электролитов по силе накала лампы.