Меню Рубрики

Гидроксиды с точки зрения электролитической диссоциации

Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах избытка свободных гидроксид – ионов ОН — .

1. Изменение цвета индикаторов:

метиловый оранжевый – желтый

2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

3. Взаимодействие с кислотными оксидами:

4. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) при плавлении:

2NaOH + AI2O32NaAIO2 + H2O,

NaOH + AI(OH)3NaAIO2 + 2H2O.

5. Взаимодействие с некоторыми простыми веществами (амфотерными металлами, кремнием и другими):

2NaOH + Zn + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

2NaOH + Si + H2O → Na 2SiO3 + 2H2

6. Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4,

Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4 + 2KOH.

7. Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

Ca(OH)2CaO + H2O,

Cu(OH)2CuO + H2O.

голубой цвет черный цвет

Химические свойства амфотерных оснований:

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований и кислот, поэтому взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.

1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

2. Взаимодействие с растворами и расплавами щелочей с образованием соли и воды:

AI(OH)3 + NaOH Na[AI(OH)4],

AI(OH)3 + NaOH NaAIO2 + 2H2O.

3. Взаимодействие с кислотными и основными оксидами:

2Fe(OH)3 + 3SO3Fe2(SO4)3 + 3H2O,

2Fe(OH)3 + Na2O 2NaFeO2 + 3H2O.

Основные способы получения оснований.

1. Взаимодействие активного металла с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

2. Взаимодействие основных оксидов с водой (только для щелочных и щелочноземельных металлов):

3. Промышленным способом получения щелочей является электролиз растворов солей:

2NaCI + 4H2O 2NaOH + 2H2+ CI2

4. Взаимодействие растворимых солей со щелочами, причем для нерастворимых оснований это единственный способ получения:

Na2SO4 + Ba(OH)2 → 2NaOH + BaSO4

MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2+ Na2SO4.

Вопросы для самоконтроля

1 — Дайте характеристику Си(OH)2.

2 — Запишите уравнения реакций, подтверждающие его основные свойства.

3 — Напишите уравнения возможных реакций (молекулярные и сокращённые ионные).

ü Гидроксида натрия с нитратом кальция

ü Гидроксида калия с нитратом железа (11)

ü Гидроксида натрия с хлоридом железа (111)

ü Гидроксида калия с хлоридом алюминия.

ПЛАН ЗАНЯТИЯ № 15

Дисциплина: Химия.

Тема:Соли и их свойства.

Цель занятия:Изучить понятие солей в свете теории электролитической диссоциации, углубить знания о свойствах солей и способах получения.

Предметные: владение основополагающими химическими понятиями, теориями, законами и закономерностями; уверенное пользование химической терминологией и символикой;

Метапредметные: применение основных методов познания (наблюдения, научного эксперимента) для изучения различных сторон хи­мических объектов и процессов, с которыми возникает необходимость стал­киваться в профессиональной сфере;

Личностные: химически грамотное поведение в профессиональной деятель­ности и в быту при обращении с химическими веществами, материалами и процессами;

Норма времени:2 часа

Вид занятия:Лекция.

План занятия:

1. Соли как электролиты.

2. Соли средние, кислые и оснóвные.

3. Химически свойства солей в свете теории электролитической диссоциации.

4. Способы получения солей.

Оснащение: Интерактивная доска, таблица растворимости, ряд активности металлов и кислот.

Литература:

1. Химия 11 класс: учеб. для общеобразоват. организаций Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.:Просвещение, 2014. -208 с.: ил..

2. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. – 5 — изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2017. – 272с., с цв. ил.

Преподаватель: Тубальцева Ю.Н.

Самопроизвольный частичный или полный распад растворенных электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией. Термин «ионы» введен английским физиком М. Фарадеем (1833). Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887) для объяснения свойств водных растворов электролитов. В дальнейшем она развивалась многими учеными на основе учения о строении атома и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют (распадаются) на ионы — положительно и отрицательно заряженные. («Ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно движутся в различных направлениях.)

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные — к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые — анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженных электродами.

3. Диссоциация — обратимый процесс. Это означает, что наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.

где KA — молекула электролита, K + — катион, A − — анион.

Учение о химической связи помогает ответить на вопрос, почему электролиты диссоциируют на ионы. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, так как они уже состоят из ионов (см. Химическая связь). При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу ковалентной полярной связи. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной — всё зависит от степени полярности связей. В обоих случаях (при диссоциации соединений с ионной и полярной связью) образуются гидратированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

Основоположником такого взгляда на электролитическую диссоциацию был почетный академик И. А. Каблуков. В отличие от теории Аррениуса, не учитывавшей взаимодействия растворенного вещества с растворителем, И. А. Каблуков к объяснению электролитической диссоциации применил химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Он показал, что при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратированные ионы. В настоящее время это представление общепринято. Итак, гидратация ионов — основная причина диссоциации. В других, неводных растворах электролитов химическая связь между частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества и частицами растворителя называется сольватацией.

Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ионы водорода Н + , удерживающие одну молекулу воды,— это гидратированный протон H + (H2O). В научной литературе его принято изображать формулой H3O + (или OH3 + ) и называть ионом гидроксония.

Поскольку электролитическая диссоциация — процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой а). Степень диссоциации — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, n к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. С разбавлением раствора она увеличивается, а при добавлении одноименных ионов (одинаковых с ионами электролита) — уменьшается.

Однако для характеристики способности электролита диссоциировать на ионы степень диссоциации не очень удобная величина, так как она. зависит от концентрации электролита. Более общей характеристикой является константа диссоциации K. Ее легко вывести, применив закон действия масс к равновесию диссоциации электролита (1):

где KA — равновесная концентрация электролита, [K + ] и [A − ] — равновесные концентрации его ионов (см. Равновесие химическое). K от концентрации не зависит. Она зависит от природы электролита, растворителя и температуры. Для слабых электролитов чем больше K (константа диссоциации), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе.

Сильные электролиты констант диссоциации не имеют. Формально их можно вычислить, но они не будут постоянными при изменении концентрации.

Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням, а значит, такие кислоты будут иметь несколько констант диссоциации — для каждой ступени свою. Например:

Всегда K1>K2>K3, т.е. многоосновная кислота при диссоциации по первой ступени ведет себя как более сильная кислота, чем по второй или третьей.

Ступенчатой диссоциации подвергаются и многокислотные основания. Например:

Pb(OH) + ↔ Pb2 + + OH −

Кислые и основные соли также диссоциируют ступенчато. Например:

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl −

Mg(OH) + ↔ Mg 2+ + OH −

При этом на первой ступени соль полностью распадается на ионы, что обусловлено ионным характером связи между Na + и HSO3 − ; Mg(OH) + и Cl − ; диссоциация по второй ступени незначительная, так как заряженные частицы (ионы) дальнейшей диссоциации подвергаются как очень слабые электролиты.

С точки зрения теории электролитической диссоциации даются определения и описываются свойства таких классов химических соединений, как кислоты, основания, соли.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например:

Все общие характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями — обусловлены присутствием ионов водорода Н + , точнее Н3O + .

Читайте также:  Что такое острота зрения в процентах

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы:

Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH −

Согласно теории электролитической диссоциации все общие щелочные свойства растворов — мылкость на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, ангидридами кислот, солями — обусловлены присутствием гидроксид-ионов OH − .

Правда, имеются электролиты, при диссоциации которых одновременно образуются и ионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, в незначительных количествах диссоциирует на ионы H + и OH − :

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием ионов водорода H + , и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов OH − .

Диссоциацию гидроксида цинка Zn(OH)2 можно выразить уравнением:

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (сюда же относят и катион аммония NH4 + ) и анионы кислотных остатков. Например:

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли, как уже отмечалось, диссоциируют ступенчато.

Поскольку все реакции в водных растворах электролитов представляют собой взаимодействие ионов, уравнения этих реакций можно составлять в ионной форме.

Значение теории электролитической диссоциации состоит в том, что она объяснила многочисленные явления и процессы, протекающие в водных растворах электролитов. Однако она не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы NH4 + Cl − ), то в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты — растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте.

Все эти факторы противоречат теории электролитической диссоциации. Их объясняет протолитическая теория кислот и оснований.

Сам термин «диссоциация» означает распад молекул на несколько более простых частиц. В химии помимо электролитической диссоциации различают термическую диссоциацию. Это обратимая реакция, происходящая при повышении температуры. Например, термическая диссоциация водяного пара:

молекул иода: I2 ↔ 2I

Равновесие термической диссоциации подчиняется закону действия масс.

Электролитическая диссоциация гидроксидов и солей

В водных растворах гидроксиды и соли проводят электрический ток в результате распада на заряженные частицы – ионы. Этот процесс носит название электролитическая диссоциация, а вещества, распадающиеся на ионы в водном растворе, называются электролитами.

Кислотами с точки зрения теории электролитической диссоциации называют вещества, распадающиеся в водных растворах на положительно заряженные ионы водорода (Н + ) и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка. Например, соляная кислота диссоциирует по уравнению

Положительно заряженные ионы называют катионами, а отрицательно заряженные – анионами. Таким образом, при диссоциации соляной кислоты образуется катион водорода и анион хлора (хлорид-ион).

Число ионов водорода, образующихся при полной диссоциации молекулы кислоты, называется основностью кислоты.Так, соляная кислота является одноосновной, а серная кислота – двухосновной, т.к. при её диссоциации образуются два иона водорода:

.

Электролиты могут диссоциировать (распадаться на ионы) полностью, и такие вещества называют сильными электролитами. Электролиты, диссоциирующие частично, называют слабыми или средними. Серная, азотная и соляная кислоты относятся к сильным электролитам (сильным кислотам), а угольная кислота является слабой кислотой (слабым электролитом).

Основаниями с точки зрения теории электролитической диссоциации называют вещества, распадающиеся в водных растворах на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы (ОН — ). Например, гидроксид натрия диссоциирует по уравнению

Число гидроксид-ионов, образующихся при полной диссоциации молекулы основания, называется кислотностью основания.Так, гидроксид натрия является однокислотным, а гидроксид кальция – двухкислотным:

Основания, как и все электролиты, могут быть сильными, слабыми и средней силы. Гидроксиды натрия, калия и кальция являются сильными основаниями, а гидроксид аммония – слабым основанием.

Амфотерные гидроксиды могут диссоциировать как кислоты и как основания:

В реакциях с кислотами амфотерные гидроксиды диссоциируют как основания, а в реакциях с основаниями – как кислоты.

Средние соли в водных растворах диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка:

Кислые соли могут диссоциировать частично:

или полностью с образованием кроме иона металла также катиона водорода:

.

Соответственно, основные соли также могут диссоциировать частично или полностью:

CaOHCl ↔ CaOH + + + Cl — ;

CaOHCl ↔ Ca 2+ + OH — + Cl — .

Большинство солей являются сильными электролитами.

1.11. Контрольные вопросы

1. Какие элементы 3-го периода ПСЭМ относятся к металлам? Ответ: натрий, магний, алюминий.

2. Какие элементы 4-й группы главной подгруппы относятся к неметаллам, полуметаллам, металлам?

Ответ: углерод, кремний – неметаллы, германий – полуметалл, олово и свинец – металлы.

3. Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка ( СО + 2), фосфора ( СО + 5) и титана ( СО + 4) с кислородом.

4. Напишите уравнения реакций взаимодействия кальция, фосфора (СО +3, и калия с хлором.

5. Напишите уравнения реакции взаимодействия оксида фосфора(V) и оксида магния с водой.

6. Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида магния с оксидом углерода (IV).

7. Напишите уравнения реакций взаимодействия оксида алюминия с оксидом натрия и оксидом серы (VI).

8. Напишите уравнение реакции взаимодействия соляной кислоты с алюминием.

9. Напишите уравнение реакции взаимодействия азотной кислоты с оксидом алюминия.

10. Напишите уравнения реакций взаимодействия серной кислоты с гидроксидом калия и гидроксидом железа (II).

11. Напишите уравнение реакции взаимодействия гидроксида аммония с соляной кислотой.

12. Напишите уравнения реакций взаимодействия гидроксида натрия с оксидом серы (VI) и оксидом цинка (степень окисления цинка +2).

13. Напишите уравнение реакции взаимодействия сульфата железа (III) с едким натром, зная, что гидроксид железа (III) не растворим в воде.

14. Напишите уравнение реакции взаимодействия соляной кислоты с сульфитом натрия (Na2SO3), зная, что сернистая кислота неустойчива и разлагается на воду и газообразный оксид серы (IV).

15. Напишите уравнение реакции взаимодействия сульфата натрия с хлоридом кальция, зная, что сульфат кальция не растворим в воде.

16. Напишите уравнения электролитической диссоциации азотной кислоты, гидроксида калия и хлорида магния.

17. Напишите уравнения электролитической диссоциации угольной кислоты, гидроксида магния и сульфата алюминия.

18. Напишите уравнения электролитической диссоциации фосфорной кислоты (H3PO4) , гидроксида бария (Ba(OH)2) и нитрата магния.

Дата добавления: 2016-10-07 ; просмотров: 4707 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

  • а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;
  • б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

Константы диссоциации некоторых сильных кислот в водных растворах при 25 °С

Константа диссоциации К

  • в) способность изменять цвета индикаторов, в частности вызывать красную окраску лакмуса;
  • г) кислый вкус.

При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т.д. C устранением ионов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

У сильных кислот, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т.е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

Из сравнения данных, приведенных в табл. 12 и 14, видно, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации H2SO4 — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале IO -4 —10“ 2 , иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

  • а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;
  • б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);
  • в) своеобразным «мыльным» вкусом.

Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксид-ионов, очевидно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимодействии его, например, с соляной кислотой получается хлорид цинка

а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия:

Читайте также:  Правда ли что с плохим зрением нельзя рожать

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам, кроме гидроксида цинка, относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфотерный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

Таким образом, в растворе амфотерного электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания.

Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологической химии; например, белки — амфотерные электролиты.

Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы H + . Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следующим уравнениям:

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы ОН

. Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

Таким образом, теория электролитической диссоциации объясняет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима. В частности, кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляющие свойства оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

Изучение подобного рода реакций, а также реакций, протекающих в неводных средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теорий кислот и оснований принадлежит протонная теория, созданная в 1923 г.

Согласно протонной теории, кислотой является донор протона, т.е. частица (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода — протон, а основанием — акцептор протона, т.е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Соотношение между кислотой и основанием определяется схемой:

Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, ион НСО4 является основанием, сопряженным кислоте H2SO4.

Реакцию между кислотой и основанием протонная теория представляет схемой:

Например, в реакции

ион Cl — — основание, сопряженное кислоте НС1, а ион NH4 — кислота, сопряженная основанию NH3.

Существенным в протонной теории является то положение, что вещество проявляет себя как кислота или как основание в зависимости от того, с каким другим веществом оно вступает в реакцию. Важнейшим фактором при этом является энергия связи вещества с протоном. Так, в ряду NH3-H2O-HF эта энергия максимальна для NH3 и минимальна для HF. Поэтому в смеси с NH3 вода функционирует как кислота, а в смеси с HF — как основание:

18.Характеристики кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерность гидроксидов.

Диссоциация оснований. Согласно теории электролитической диссоциации, основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов – гидроксид-ионы OH  : NaOH  Na + + OH  ; Ca(OH)2  CaOH + + OH  ; CaOH +  Ca 2+ + OH  .

Ступенчатость диссоциации обусловливает возможность образования основных и кислых (см. ниже) солей.

Диссоциация кислот. Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода H + . HCl  H + + Cl  ; HNO3  H + + NO3  ; H2SO4  H + + HSO4  — ; HSO4   H + + SO4 2  ; H3PO4  H + + H2PO4  ; H2PO4   H + + HPO4 2  ; HPO4 2   H + + PO4 3  .

Диссоциация амфотерных гидроксидов. Амфотерные гидроксиды дис-социируют в водном растворе как по типу кислоты, так и по типу основания. При их диссоциации одновременно образуются катионы H + и гидроксид-анионы OH  : H + + MeO  ⇄ MeOH ⇄ Me + + OH  .

К ним относятся гидроксиды цинка Zn(OH)2, алюминия Al(OH)3, хрома Cr(OH)3, свинца Pb(OH)2 и др.

1. Средние соли – это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Напри-мер, Na2SO42 Na + + SO4 2  ; Ca3(PO)43 Ca 2+ + 2 PO4 3  .

2.Кислые соли при растворении в воде образуют катион металла и сложный анион из атомов водорода и кислотного остатка: KHSO3  K + + HSO3  ( = 1).

Сложный анион диссоциирует частично: HSO3  ⇄ H + + SO3 2  (  : Al(OH)2Cl  Al(OH)2 + + Cl  ( = 1).

Сложный катион диссоциирует частично: Al(OH)2 + ⇄ AlOH 2+ + OH  ( 2+ ⇄ Al 3+ + OH  ( + + Al 3+ + 2 SO4 2  ;

Сложные соли диссоциируют на катион металла и анионы кислотных остатков. Например, ZnClNO3  Zn 2+ + Cl  + NO3  ;

19. Окислительно-восстановительные реакции (овр). Степень окисления атомов Основные окислители и восстановители. Составление уравнений овр методами электронного и электронно-ионного баланса.

ОВР-реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Окисление – это процесс отдачи электронов при этом происходит понижение степени окисления.

Восстановление – это процесс присоединения электронов, при этом происходит понижение степени окисления.

Реакции, в кот. ок-ль. и восст-ль предс. собой различные ве-ва наз. межмолеклярными. Если ок-ль и восс-ль атомы одной молекулы — внутримолекулярные.

Под степенью окисления (окислительным числом) понимают условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что в молекуле все связи ионные. Степень окисления указывает, сколько электронов оттянуто от атома (положительная степень окисления) или притянуто к нему от другого атома (отрицательная степень окисления). Мера удаления или приближения электронов к атому в степени окисления не отражена.Восстановители

а) Металлы как простые вещества: K 0 , Na 0 , Ca 0 , Al 0 и др.

б) Простые анионы неметаллов: S 2  , Cl  , J  , Br  , Se 2  и др.

в) Сложные анионы и молекулы, содержащие электроположитель-ные элементы в промежуточной степени окисления: S +4 O3 2  , N +3 O2  , As +3 O3 3  , Cr +3 O2  , [Fe +2 (CN)6] 4  , C +2 O, N +2 O, S +4 O2 и др.

г) Простые катионы в низшей степени окисления: Fe 2+ , Sn 2+ , Cr 3+ , Cu + , Mn 2+ , As 3+ и др.

д) Некоторые простые вещества:

е) Катод при электролизе.

а) Неметаллы как простые вещества с большой электроотрицательностью: F2, O2, Cl2 и др.

б) Простые катионы в высокой степени окисления: Sn 4+ , Fe 3+ , Cu 2+ и др., а также H + .

г) Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметаллов в положительной степени окисления: H2S +6 O4, S +6 O3, HOCl +1 , HCl +5 O3,

д) Анод при электролизе.

В соединениях, когда атомы находятся в промежуточной степени окисления, последние могут проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства (окислительно-восстановительная двойствен-ность):

Применяют два метода составления уравнений реакций окисления-восстановления:

Диссоциация оснований, кислот, амфотерных гидроксидов, солей в водных растворах

Диссоциация оснований.Согласно теории электроли­тической диссоциации, основания — это электролиты, ко­торые при диссоциации образуют только один вид анио­нов — гидроксид-ионы ОН — :

NaOH →Na + + ОН — ; Са(ОН)2 → СаОН + + ОН — ; СаОН + → Са 2+ + ОН — .

Диссоциация кислот.Кислоты — это электролиты, ко­торые при диссоциации образуют только один вид катио­нов — катионы водорода Н + .

Одноосновные кислоты диссоциируют на ионы в одну стадию:

НС1 → Н + + С1 — ; HNO3 → Н + + NO3 .

Вторая ступень: HSO4 → Н + + SO — 4 .

По второй ступени диссоциация HSO — 4 затруднена.

Диссоциация фосфорной кислоты протекает по трем ступеням, причем по первой ступени диссоциация проте­кает в большей степени, чем по второй, а по второй — боль­ше, чем по третьей.

Третья ступень: НРО 2- 4↔ H + + РО 3- 4.

Водный раствор фосфорной кислоты содержит ионы водорода Н + , дигидрофосфат-ионы Н2РО — 4 , гидрофосфат-ионы НРО 2- 4 и фосфат-ионы РО 3- 4 , причем ионов Н2РО — 4 больше, чем НРО 2- 4 и РО 3- 4 -ионов.

Диссоциация амфотерных гидроксидов. Амфотерные гидроксиды диссоциируют в водном растворе как по типу кислоты, так и по типу основания. При их диссоциации; одновременно образуются катионы Н + и гидроксид-анионы ОН — . Амфотерные гидроксиды способны реагировать и с кислотами, и с основаниями. К ним относятся гидрокси­ды цинка, алюминия, хрома, свинца и др. Амфотерным электролитом является также вода.

Читайте также:  Плохое зрение для поступления в военное училище

Диссоциация амфотерных гидроксидов по типу кислот и ос­нований происходит потому, что прочность химических связей между атомами металла и кислорода (Ме-О-) и между атома­ми кислорода и водорода (-О-Н) почти одинакова. В ре­зультате эти связи в водных растворах разрываются одно­временно и появляются катионы Н + и анионы ОН — :

Н + + МеО — ↔ МеОН ↔Ме + + ОН — .

Тогда диссоциацию амфотерного гидроксида цинка в водном растворе можно представить схемой:

Диссоциация солей. 1. Диссоциация средней соли. При растворении в воде средняя соль образует катионы метал­ла и анионы кислотного остатка:

Таким образом, с точки зрения теории электролитиче­ской диссоциации, средние соли можно определить как элект­ролиты, при диссоциации которых в водных растворах об­разуются катионы металла и анионы кислотного остатка.

2. Диссоциация кислой соли. При растворении в воде кис­лая соль образует катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток:

Сложный анион НСО3 (гидрокарбонат-ион) частично диссоциирует и дает анион СО 2- 3:

3. Диссоциация основной соли. При диссоциации основ­ной соли образуются анионы кислотного остатка и слож­ные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН — :

MgOHCl → MgOH + + Cl — (α = 1).

Сложный катион MgOH + частично диссоциирует:

MgOH+ ↔ Mg 2+ + ОН — (α + + А1 3+ + 2 SO 2- 4 ;

В результате диссоциации водный раствор двойной со­ли содержит два катиона и анион кислотного остатка.

Дата добавления: 2014-10-22 ; просмотров: 7798 . Нарушение авторских прав

Свойства кислот оснований и солей с точки зрения ТЭД (теории электролитической диссоциации). Амфотерность.

Основания. Название «основание» первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.

Примеры: NaOH — гидроксид натрия (едкий натр), KOH — гидроксид калия (едкое кали), Ca(OH)2 — гидроксид кальция (гашёная известь).

Основания, которые хорошо растворяются в воде, называются щелочами, К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. С точки зрения теории электролитической диссоциации основания-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида — гидроксид — ионов ОН-.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

Основание -> Катион основания + Гидроксид — ион

NaOH Na + + OH —

Ba(OH)2Ba 2+ + 2OH —

NH3·H2O NH4 + + OH —

Кислоты. Кислоты исторически получили своё название из-за кислого вкуса водных растворов тактх веществ, как хлороводород или уксусная кислота. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида — катионов водорода Н+.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остатка

H2SO42H + + SO4 2-

CH3COOH H + = CH3COO —

Соли. С точки зрения теории электролитической реакции соли — это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации солей имеет следующий вид:

Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

BaCl2Ba2+ + 2Cl —

K2CO3K + + CO3 2-

Амфотерность — способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.

Амфотерность как химическое свойство вещества может проявляться по-разному:

1. В рамках теории электролитической диссоциации это способность вещества к электролитической диссоциации как по механизму кислот (с отщеплением ионов гидроксония, H + ), так и по механизму оснований (отщепление гидроксид-ионов, OH – ). Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются амфолитами. Если обозначить амфотерный электролит формулой XOH, то его диссоциацию можно описать схемой:

H + + XO − ⇄ XOH ⇄ X + + OH −

Например, кислотно-основные свойства азотистой кислоты определяются равновесными процессами диссоциации с образованием нитрит-аниона и нитрозильного катиона:

HNO2 ⇄ NO + + OH − Kb ≈ 10 − 7

Идеальным амфолитом будет вода:

Также к числу идеальных амфолитов относят гидроксид галлия Ga(OH)3, вторые и третьи константы диссоциации которого по кислотному и основному типам практически одинаковы.

2. В рамках протолитической теории Брёнстеда-Лоури проявление амфотерности рассматривается как способность протолита выступать донором и акцептором протона. Например, для воды амфотерность проявляется как автопротоли:

Амфолитами также будут вещества, имеющие в своём составе функциональные группы, способные быть донорами и акцепторами протонов. Например, к амфотерным органическим электролитам относятся белки, пептиды и аминокислоты. Так аминокислоты имеют в своём составе, по крайней мере, карбоксильную группу –COOH и аминогруппу –NH2. В растворе эти группы подвергаются частичной ионизации:

H2N — CH(R) — COOH + H2O ⇄ [ H3N — CH(R) — COOH ] + + OH −

Таким образом, молекула аминокислоты находится в двух равновесных формах, заряженной (цвиттер-ион) и незаряженной. В этих комбинациях R–COOH и R–NH3 + являются потенциальными кислотами (донорами протонов, катионов), а R–COO– и R–NH2 – сопряженными потенциальными основаниями (акцепторами протонов, катионов).

3. Амфотерность может проявляться как способность вещества к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями. Это характерно для оксидов, гидроксидов и комплексных соединений некоторых p-элементов и большинства d-элементов в промежуточных степенях окисления. Амфотерность в той или иной степени является общим свойством гидроксидов. Например, для соединений хрома (III) известны реакции:

Не соответствуют действительности традиционные представления о проявлении амфотерности гидроксидов как диссоциации по кислотному и основному типам. В общем виде амфотерное поведение нерастворимых гидроксидов хрома (III), алюминия, цинка может описано как реакции ионного обмена ионов среды с лигандами H2O и OH – . Например, для Al(OH3) ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:

4. В ряде случаев важным косвенным признаком амфотерности является способность элемента образовывать два ряда солей, катионного и анионного типа. Например, для цинка: ZnCl2, [Zn(H2O)4]SO4 (катионные) и Na2ZnO2, Na2(Zn(OH)4) (анионные).

Окислительно-восстановительные реакции. Понятие «степень окисления». Типы окислительно-восстановительных реакций (привести примеры).

Окислительно-восстановительные реакции, также редокс— это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления и не более 2-х атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.[2]

Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.

При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степени окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель +e− ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель -e− ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций. Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле.

Представления о степени окисления элементов положены в основу и используются при классификации химических веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и их международных названий (номенклатуры). Но особенно широко оно применяется при изучении окислительно-восстановительных реакций.

Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность.

Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; Нарушение авторского права страницы

Источники:
  • http://yunc.org/%D0%AD%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D1%82%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F_%D0%B4%D0%B8%D1%81%D1%81%D0%BE%D1%86%D0%B8%D0%B0%D1%86%D0%B8%D1%8F
  • http://poznayka.org/s65090t1.html
  • http://bstudy.net/634904/estestvoznanie/svoystva_kislot_osnovaniy_soley_tochki_zreniya_teorii_elektroliticheskoy_dissotsiatsii
  • http://studfiles.net/preview/2180772/page:8/
  • http://studopedia.info/1-18209.html
  • http://infopedia.su/17x4d38.html