Диссоциация nahco3 по ступеням

Ионное уравнение гидролиза

Zn 2+ + H₂O ↔ ZnOH + + H +

Гидролизуется по катиону. Ионное уравнение гидролиза соответствует записанному в варианте 3.

б) карбонат натрия представляет собой соль, образованную слабой кислотой (угольной) и сильным основанием (гидроксидом натрия):

Гидролизуется по аниону. Ионное уравнение гидролиза соответствует записанному в варианте 4.

в) ацетат калия представляет собой соль, образованную слабой кислотой (уксусной) и сильным основанием (гидроксидом калия):

Гидролизуется по аниону. Ионное уравнение гидролиза соответствует записанному в варианте 1.

г) сульфат аммония представляет собой соль, образованную сильной кислотой (серной) и слабым основанием (гидроксидом аммония):

Гидролизуется по катиону. Ионное уравнение гидролиза соответствует записанному в варианте 2.

Источник

Диссоциация кислот, оснований, солей

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

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например сероводородная кислота диссоциирует ступенчато:

H₂S « H + + HS – (первая ступень)

HS – « H + + S 2– (вторая ступень)

Диссоциация многоосновных кислот протекает, главным образом, по первой ступени. Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона от нейтральной молекулы , минимальна и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.

Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в растворе, которые в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы. Например,

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато

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

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

Ступенчатая диссоциация кислот и оснований объясняет образование кислых и основных солей.

Существуют электролиты, которые диссоциируют одновременно как основные и как кислотные. Они называются амфотерными.

H + + RO – « ROH « R + + OH –

Амфотерность объясняется малым различием прочности связей R–H и О–Н.

К амфотерным электролитам относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III), олова (II, IV), свинца (II, IV) и др.

Диссоциацию амфотерного гидроксида, например Sn(OH)₂, можно выразить уравнением:

2H + + SnO₂ 2– « Sn(OH)₂ « Sn 2+ + 2OH –

+2H₂O ¯­ основные свойства

Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов, или комплексные катионы, и анионы кислотных остатков, или комплексные анионы.

Средние соли, растворимые в воде, диссоциируют практически полностью:

Кислые соли диссоциируют ступенчато, например:

NaHCO₃ « Na + + HCO₃ – (первая ступень)

Анионы кислых солей в дальнейшем диссоциируют незначительно:

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

Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением:

CuOHCl « CuOH + + Cl – (первая ступень)

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

Катионы основных солей по второй ступени диссоциируют в незначительной степени.

Двойные соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют два типа катионов металла. Например:

Комплексные соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются два типа ионов: простой и комплексный. Например:

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации a, равная отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N)

Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах.

По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные (a>30%), слабые (a

Источник

Диссоциация оснований, кислот, солей

Урок 35. Химия 8 класс

Конспект урока «Диссоциация оснований, кислот, солей»

При составлении уравнений электролитической диссоциации следует поступать следующим образом: в левой части уравнения записать формулу электролита, затем поставить знак равенства или обратимости в зависимости от силы электролита. В правой части записать формулы образующихся положительно и отрицательно заряженных ионов, указав значения и знаки их зарядов. Перед формулами ионов поставить коэффициенты, затем проверить сумму положительных и отрицательных ионов, она должна быть равна нулю.

Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Сильные кислоты диссоциируют полностью по одной ступени:

При диссоциации сильных кислот ставится знак равенства, а при диссоциации слабых кислот вместо знака равенства ставится знак обратимости.

Многоосновные слабые кислоты диссоциируют ступенчато. На каждой стадии отщепляется ион водорода. Например, диссоциация фосфорной кислоты идет в 3 ступени:

Следует учитывать, что диссоциация, в данном случае, по второй ступени протекает намного слабее, чем по первой, а диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.

Как видно, все кислоты при диссоциации образуют катионы водорода, поэтому они имеют кислый вкус и изменяют окраску индикаторов: лакмус и метилоранж становятся красными.

Основания – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и в качестве анионов гидроксид-ионы.

Сильные электролиты – щёлочи – диссоциируют полностью по первой ступени.

Многоосновные слабые основания диссоциируют ступенчато и вместо знака равенства ставится знак обратимости. Например, гидроксид меди (II) диссоциирует по двум ступеням:

Т.к. при диссоциации оснований образуются гидроксид-ионы, то они будут иметь схожие свойства, такие как мыльность на ощупь, изменение окраски индикаторов: лакмус становится синим, метилоранж – жёлтым, фенолфталеин – малиновым.

Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или аммония) и анионы кислотного остатка.

Соли диссоциируют по одной ступени, в отличие от кислот и оснований.

Свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Например, соли аммония имеют общие свойства, обусловленные наличием иона аммония (NH₄ + ), так и различные, обусловленные анионами кислотного остатка. Общие свойства сульфатов – солей серной кислоты – обусловлены наличием сульфат-ионов, а специфические свойства обусловлены различными катионами.

Кислые соли, в отличие от средних, диссоциируют ступенчато: первая ступень сопровождается диссоциацией катиона металла и аниона кислотного остатка, содержащего ион водорода, вторая ступень – это отщепление иона водорода и кислотного остатка.

Источник

Диссоциация кислот, оснований, солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода и анионы кислотных остатков.

Многоосновные кислоты средней силы и слабые диссоциируют ступенчато:

H₂S⇄ H+S – (первая ступень)

HS – ⇄S 2 – (вторая ступень)

Основанияминазываются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы гидроксогрупп

Если основание содержит несколько групп OH — , то может происходить ступенчатая диссоциация:

Ca(OH)₂ ⇄Ca(OH) + +OH — (первая ступень)

Ca(OH) + ⇄Ca 2+ + OH — (вторая ступень)

Уравнения полной диссоциации имеют вид:

Соляминазываются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Диссоциация кислых солей происходит по ступеням:

2 H₂P⇄H + + HP(вторая ступень)

HP⇄H + + P (третья ступень)

Основные соли характерны для многовалентных металлов и диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков.

Диссоциация ионов основных остатков на ионы металла и гидроксогруппы почти не имеет места.

Контрольные вопросы:

1. Какие в-ва называют электролитами, а какие – неэлектролитами? Приведите примеры

2. Дайте определение явления электролитической диссоциации. Кто автор теории электролитической диссоциации?

3. Как диссоциируют в-ва с ионной связью?

4. Как диссоциируют в-ва с ковалентной связью?

5. Какая величина характеризует способность электролита к диссоциации?

6. Чем отличается диссоциация сильных электролитов от диссоциации слабых?

7. Какие в-ва в свете теории электролитической диссоциации называют кислотами? Основаниями? Солями

Тема. 1.5: Классификация неорганических соединений и их свойств

Перечень изучаемых вопросов:

Кислоты и их свойства. Кислоты как электролиты, их классификация по различным признакам. Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации. Особенности взаимодействия концентрированной серной и азотной кислот с металлами. Основные способы получения кислоты.

Основания и их свойства. Основания как электролиты, их классификация по различным признакам. Химические свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации. Разложение нерастворимых в воде оснований. Основные способы получения оснований.

Оксиды и их свойства. Солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Основные, амфотерные и кислотные оксиды. Зависимость характера оксида от степени окисления образующего его металла. Химические свойства оксидов. Получение оксидов.

Соли и их свойства. Соли как электролиты. Соли средние, кислые и оснóвные. Химически свойства солей в свете теории электролитической диссоциации. Способы получения солей. Гидролиз солей.

Кислоты и их свойства. Кислоты как электролиты, их классификация по различным признакам. Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации. Особенности взаимодействия концентрированной серной и азотной кислот с металлами. Основные способы получения кислоты.

Кислотаминазываются сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотных остатков.

Классификация кислот

По химическому составу кислоты делятся на:

По основности кислоты делятся:

Одноосновные: НCl, HNO₃, HBr, диссоциирующие в одну ступень

Трёхосновные: H₃ PO₄, H₃BO₃, диссоциирующие в три ступени

По степени диссоциации (силе) кислоты делятся:

Источник