Напишите уравнения электролитической диссоциации гидроксида калия


Диссоциация кислот, оснований и солей в 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:

Слабые многоосновные кислоты (H23, Н2СО3, H2S, Н3РО4 и др.) Диссоциируют ступенчато.

Число ступеней диссоциации зависит от основности слабой кислоты Нх(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+3О+).

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+.

Похожее

Напишите сбалансированное чистое ионное уравнение для реакции гидроксида калия и плавиковой кислоты в водном растворе?

Химия
Наука
  • Анатомия и физиология
  • астрономия
  • астрофизика
  • Биология
  • Химия
  • наука о планете Земля
  • Наука об окружающей среде
  • Органическая химия
  • физика
математический
  • Алгебра
  • Исчисление
  • Геометрия
  • Prealgebra
  • тригонометрия и алгебра
  • Статистика
.

Как написать общее (молекулярное) уравнение и чистое ионное уравнение для реакции (йодистоводородной кислоты) гидроксида калия?

Химия
Наука
  • Анатомия и физиология
  • астрономия
  • астрофизика
  • Биология
  • Химия
  • наука о планете Земля
  • Наука об окружающей среде
  • Органическая химия
  • физика
математический
  • Алгебра
  • Исчисление
  • Геометрия
  • Prealgebra
  • тригонометрия и алгебра
.

Каково химическое уравнение для оксида калия + воды ---> гидроксида калия?

Химия
Наука
  • Анатомия и физиология
  • астрономия
  • астрофизика
  • Биология
  • Химия
  • наука о планете Земля
  • Наука об окружающей среде
.

Написание ионных уравнений для окислительно-восстановительных реакций, проводимых в щелочных условиях

 

Почему сложнее написать электронные полууравнения для этих реакций?

Что вы уже знаете

Когда вы пытаетесь уравновесить электронные полууравнения, вам разрешается только добавить:

Если вы работаете в кислых или нейтральных условиях, последовательность обычно следующая:

  • Уравновесить атомы, кроме кислорода и водорода.

  • Сбалансируйте кислород, добавив молекулы воды.

  • Уравновесить водород, добавив ионы водорода.

  • Уравновесить заряды, добавив электроны.

Весь процесс в значительной степени автоматический, и, если вы позаботитесь о нем, не так уж много ошибок.

Чем это отличается в щелочных условиях?

Проблема в том, что вода и ионы гидроксида, которые вы добавляете для уравновешивания уравнений в щелочных условиях, содержат и водород, и кислород.

Чтобы уравновесить содержание кислорода, в принципе можно добавить в уравнение H 2 O или OH -. То же самое и с балансировкой водорода. Как узнать, с чего начать?

 

Как решить проблему

В некоторых случаях очевидно, как построить полууравнение с использованием гидроксид-ионов. Всегда проверяйте это, прежде чем заниматься чем-то более сложным. Вы скоро поймете, что я имею в виду.

Если это не сразу очевидно, составьте уравнение электронной половины , как если бы это делалось в кислых условиях , как вы научились делать на предыдущей странице - другими словами, записывая молекулы воды, ионы водорода и электроны.

После того, как вы получили сбалансированное полууравнение, вы конвертируете его в щелочные условия. Вы увидите, как это сделать, в следующих примерах.

 

Четыре примера

Не беспокойтесь, если химия в этих примерах вам незнакома. Это не имеет ни малейшего значения. Важно только то, как вы составляете уравнения.

Окисление кобальта (II) до кобальта (III) пероксидом водорода

Если вы добавите избыток раствора аммиака к раствору, содержащему ионы кобальта (II), вы получите комплексный ион, называемый ионом гексаамминкобальта (II), Co (NH 3 ) 6 2+ .Он быстро окисляется раствором перекиси водорода до иона гексаамминкобальта (III), Co (NH 3 ) 6 3+ .

Раствор аммиака, конечно, щелочной.

Полууравнение реакции кобальта несложно. Начните с того, что запишите то, что вам известно (или вам сказали):

Все уравновешивается, кроме начислений. Добавьте электрон с правой стороны, чтобы получить общий заряд 2+ с обеих сторон.

Полуравнение перекиси водорода тоже не очень сложно, за исключением того, что вам не говорят, что образуется, и поэтому приходится делать предположения.Было бы очень хорошо сбалансировано, если бы вы закончили с двумя гидроксид-ионами с правой стороны.

Это хороший пример случая, когда довольно очевидно, куда поместить ионы гидроксида.

Тогда вам просто нужно будет добавить 2 электрона в левую часть, чтобы сбалансировать заряды.

 

Объединение полуреакций в ионное уравнение реакции

На данный момент у нас есть:

Умножение и сложение выглядит так:

И все - простой пример!

 

Окисление гидроксида железа (II) воздухом

Если вы добавите раствор гидроксида натрия к раствору соединения железа (II), вы получите зеленый осадок гидроксида железа (II).Он довольно быстро окисляется кислородом воздуха до оранжево-коричневого осадка гидроксида железа (III).

Полууравнение для гидроксида железа (II) простое. Начните с того, что вы знаете:

Очевидно, вам нужен еще один гидроксид-ион с левой стороны. Это даже проще, чем в предыдущем примере.

Чтобы сбалансировать заряды, добавьте электрон в правую часть.

Полууравнение для кислорода не так просто.Вы не знаете, что формируется.

Совершенно не очевидно, нужно ли вам уравновешивать кислород, добавляя молекулы воды или ионы гидроксида с правой стороны. Хорошо - относитесь к этому, как если бы это было сделано в кислой среде, и проблема исчезнет!

В этом случае вы можете уравновесить кислород, только добавив молекулы воды с правой стороны.

Уравновесить водород, добавив ионы водорода в левую часть.

А затем уравновесить заряды, добавив 4 электрона:

Теперь у вас есть идеально сбалансированное полууравнение. Проблема, конечно, в том, что это применимо только в кислых условиях. У должны быть щелочные условия, в которых присутствуют ионы гидроксида, а не ионы водорода.

Итак. , , избавьтесь от ионов водорода! Добавьте достаточное количество гидроксид-ионов к обеим сторонам уравнения , чтобы можно было нейтрализовать все ионы водорода.Поскольку теперь это сбалансированное уравнение, вы должны добавить одно и то же число к обеим сторонам , чтобы сохранить баланс.

Ионы водорода и гидроксид-ионы в левой части превратятся в 4 молекулы воды:

Наконец, по обе стороны уравнения есть молекулы воды. Отмените все, что не изменилось.

Это все было немного утомительно - хотя на самом деле вам особо и не нужно было думать! Не забудьте еще раз убедиться, что все уравновешено, теперь, когда вы закончили.

 

Объединение полуреакций в ионное уравнение реакции

С этого момента все возвращается к обычной рутине. Мы разработали два полууравнения:

Уравнение железа должно повториться 4 раза, чтобы обеспечить кислородом достаточное количество электронов.

Обратите внимание, что ионы гидроксида с каждой стороны нейтрализуются. (Возможно, к вашему удивлению - конечно, к моему, когда я это понял!)

 

Восстановление ионов манганата (VII) до ионов манганата (VI) гидроксид-ионами

Это довольно непонятная реакция, но ее не так уж сложно проработать и уравновесить.Необычно то, что ионы гидроксида действуют как восстановители.

Темно-фиолетовый раствор манганата калия (VII) медленно восстанавливают до темно-зеленого раствора манганата (VI) концентрированным раствором гидроксида калия. Также выделяются пузырьки газообразного кислорода.

.

Смотрите также