Уравнение ступенчатой диссоциации cu 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 + .

Константы диссоциации кислот и оснований в водных растворах

Ba(OH)₂ и Mn(OH)₂относятся к классу гидроксидов, являются основаниями, которые при растворении в воде под действием полярных молекул растворителя диссоциируют на ионы ОН — и ионы основного остатка. Формулы средних основных остатков приведены в верхней строке таблицы растворимости (табл. 3).

Ba(OH)₂ — гидроксид бария,является сильным основанием (a=1), диссоциирует необратимо и в одну ступень с образованием двух ионов ОН — и одного иона основного остатка: Ba(OH)₂ → Ва 2+ + 2ОН — .

Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде

Р ─ растворимое вещество, М ─ малорастворимое, Н ─ нерастворимое, «─» ─ разлагается водой

Mn(OH)₂ — гидроксид марганца (II),относится к слабым электролитам (табл. 1, 2), степень его диссоциации a + + ОН ─ ; К I Mn(OH)₂ = .

Вторая ступень диссоциации Mn(OH)₂ :

II. MnOH + ↔ Mn 2+ + ОН ─ ; K II Mn(OH)₂ =

Na₂SO₃, NaHSO₃, MnCl₂, (MnOH)Clотносятся к классу солей, являются сильными электролитами, имеют степень диссоциации, равную единице. Соли диссоциируют необратимо и в одну ступень на основные и кислотные остатки (табл. 2).

гидросульфита натрия: NaHSO₃ ® Na + + HSO₃ — ;

хлорида марганца: MnCl₂ ® Mn 2+ + 2Cl — ;

гидроксохлорида марганца: (MnOH)Cl ® MnOH + + Cl — .

Задание 2.Напишите молекулярные, полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между:

а) нитратом цинка и сульфидом натрия;

б) хлоридом аммония и гидроксидом калия;

в) карбонатом натрия и азотной кислотой.

Укажите причину протекания реакции двойного обмена между растворами электролитов.

Дата добавления: 2015-01-05 ; просмотров: 21 | Нарушение авторских прав

Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравнения

Электролитами называют вещества, растворы и расплавы которых про-

водят электрический ток.

К электролитам относятся неорганические кислоты, а также основания, амфотерные гидроксиды и соли. Они распадаются в водных растворах и расплавах на катионы (К n + ) и анионы (А m — ).

Процесс распада молекул электролитов на ионы в среде раство­рителя получил название электролитической диссоциации (или ионизации).

Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (ионизации) — α, которая равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул электролита, введенных в раствор (N):

Такимобразом, α выражаютв долях единицы.

По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные (α » 1) и слабые (α 3+ +3 SO₄ 2– NаHCO₃ = Nа + +НСО₃ –

СuОНСl = CuOH + +Cl – Ва(ОН)₂ = Ва 2+ +2ОН –

Слабые электролиты

· Гидроксиды металлов основного характера (кроме щелочных и щелочноземельных) и гидроксид аммония NH₄OH.

Для слабых электролитов диссоциация – обратимый процесс, для которого справедливы общие законы равновесия.

Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации (ионизации) К_Д (табл.П.3):

CH₃COOH CH₃COO – + H +

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, и каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации (причем Кд₁ всегда больше Кд₂ и т.д.), например при диссоциации H₂S :1-я ступень H₂S H + + HS – 6ּ10 -8 ;

2-я ступень HS – H + + S 2- 1·10 -14 ,

где [ ] ─ равновесные концентрации ионов и молекул.

1-я ступень Сu(OH)₂ Cu(OH) + + OH –

2-я ступень Cu(OH) + Cu 2+ + OH –

Амфотерные гидроксиды, напримерPb(OH)_{2 ,}диссоциируют по основному типу: Pb(OH)₂ PbOH + + OH –

PbOH + Pb 2+ + OH –

и кислотному: H₂PbO₂ H + + HPbO₂ –

HPbO₂ – H + + PbO₂ 2 –

В растворах электролитов реакции протекают между ионами. Для записи ионных реакций применяют ионные уравнения. При составлении ионных уравнений реакций все слабые электролиты, газы и труднорастворимые электролиты записывают в молекулярной форме, все сильные электролиты (кроме труднорастворимых солей) в ион­ной форме. Примеры составления ионных уравнений реакций:

· образование труднорастворимых соединений:

· реакции с участием слабодиссоциирующих соединений:

СН₃СООNa + НС1 = СН₃COOH + NаС1

НС1 + NаОН = NаС1 + Н₂O Н + + ОН – = Н₂O

· образование газообразных веществ:

Пример 1. Осуществить превращения NаОН ® NаНSО₃ ® Nа₂SO₃ .

Пример 2.Осуществить превращения Ni(ОН)₂ ® (NiOH)₂SO₄ ® NiSO₄.

Внимание! Основные соли, как правило, нерастворимы в воде, поэтому при написании ионных уравнений их не расписывают на ионы.

Задания к подразделу 3.2

Задания 121-140. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций предложенных оксидов с H₂O, Na₂O, KOH, HNO₃.

Задания 141-160. Напишите для предложенных соединений уравнения диссоциации, а также в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций взаимодействия их с H₂SO₄ и NaOH.

Задания 161-180. Напишите уравнения диссоциации солей и назовите их.

Задания 181-200. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений.

186.NiCl₂  Ni(OH)₂  NiOHCl  NiCl₂; Ba(HS)₂  BaS

Гидролиз солей

Гидролиз солей – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к смещению ионного равновесия воды и изменению рН среды.

Гидролиз является обратимым процессом. В реакциях гидролиза участву-

ют ионы слабых электролитов: катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Причина гидролиза – образование слабодиссоциированных или труднорастворимых продуктов. Следствием гидролиза является нарушение равновесия в системе H₂O H + + OH — ; в результате среда становится либо кислой (рН 7).

· Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по аниону. Реакция среды щелочная (pH > 7). Первая ступень гидролиза: Na₂CO₃ + HOH NaHCO₃ + NaOH; CO₃ 2 — + HOH HCO₃ – + OH —

· Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катиону. Реакция среды кислая (pH 2+ + HOH CuOH + + H +

· Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по катиону и аниону. Характер среды определяется константами диссоциации образовавшихся слабых электролитов.

CH₃COONH₄ + HOH CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO — + NH₄ + + HOH CH₃COOH + NH₄OH

· При совместном гидролизе двух солей образуются слабое основание и слабая кислота: 2FeCl₃ + 3Na₂S +6H₂O = 2Fe(OH)₃ ¯ + 3H₂S­ + 6NaCl

· Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу

не подвергается, реакция среды нейтральная: KNO₃ + HOH ¹

Ионы K + и NO₃ — не образуют с водой слабодиссоциирующих продуктов (KOH и HNO₃ – сильные электролиты).

Задания к подразделу 3.3

Задания 201-220. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, укажите значения рН растворов этих солей (больше или меньше семи).

Задания 221-240. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций совместного гидролиза предложенных солей.