Уравнение диссоциации гидроксида хрома три

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 + .

Видео:Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей. 9 класс.Скачать

Гидроксид хрома (III)

Гидроксид хрома (III)

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ – это твердое вещество серо-зеленого цвета.

Способы получения

1. Гидроксид хрома (III) можно получить действием раствора аммиака на соли хрома (III).

Например , хлорид хрома (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида хрома (III) и хлорида аммония:

2. Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор гексагидроксохромата калия:

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество K₃[Cr(OH)₆] на составные части: KOH и Cr(OH)₃. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Cr(OH)₃ не реагирует с СО₂, то мы записываем справа Cr(OH)₃ без изменения. Гидроксид калия реагирует с избытком углекислого газа с образованием гидрокарбоната калия

3. Гидроксид хрома (III) можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли хрома (III).

Например , хлорид хрома (III) реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида хрома (III) и хлорида калия:

4. Также гидроксид хрома (III) образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) с растворимыми карбонатами, сульфитами и сульфидами . Сульфиды, карбонаты и сульфиты хрома (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид хрома (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида хрома (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

Хлорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства

1. Гидроксид хрома (III) реагирует с растворимыми кислотами . При этом образуются средние соли.

Например , гидроксид хрома (III) взаимодействует с соляной кислотой с образованием нитрата хрома (III):

2. Гидроксид хрома (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид хрома (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата хрома (III):

3. Гидроксид хрома (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в растворе образуются комплексные соли . При этом гидроксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.

Например , гидроксид хрома (III) взаимодействует с избытком гидроксидом натрия с образованием гексагидроксохромата:

4. Г идроксид хрома (III) разлагается при нагревании :

5. Под действием окислителей в щелочной среде переходит в хромат.

Например , при взаимодействии с бромом в щелочной среде гидроксид хрома (III) окисляется до хромата:

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

2. Основные классы электролитов. Диссоциация гидроксид хрома 3

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Диссоциация — гидроксид — Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 1

Диссоциация — гидроксид

Диссоциация гидроксида В ( ОН) 3 в растворе идет по кислотному типу. Однако борная кислота очень слаба и поэтому из растворов своих солей легко выделяется большинством других кислот. Последняя является кислотой значительно более сильной, чем ортоборная. [1]

Диссоциация гидроксидов алюминия и хрома ( III) рассматривается позже — при изучении свойств этих металлов. [2]

Характер диссоциации гидроксидов ЗОН зависит от сравнительной степени полярности связей: Э — О и О — Н, которая определяется в основном радиусом и зарядом иона элемента, образующего гидроксид. [3]

Константа диссоциации гидроксида аммония при 18 и 25 С равна соответственно 17 2 — 10 — 6 и 18ЫО-6. [4]

Константа диссоциации гидроксида аммония при 25 С равна 1 8 — 10-в. Константа диссоциации гидроксида аммония, в котором все атомы водорода заменены дейтерием, ND OD составляет 1ЫО-5. [5]

Кислота подавляет диссоциацию гидроксида по кислотному варианту и связывает ионы ОН — в практически недиссоциированные молекулы воды. [6]

Кислоты подавляют диссоциацию гидроксидов по кислотному варианту и связывают ионы ОН в практически недиссоциированные молекулы воды. [7]

Как меняется характер диссоциации гидроксидов марганца в зависимости от степени окисления металла. [8]

Как влияет на характер диссоциации гидроксида величина заряда и радиус иона. [9]

Используя данные о константе диссоциации гидроксида аммония, приведенные в задаче 5.7, определите рН 1 5 М раствора гидроксида аммония. [10]

Рассмотрим, от чего зависит диссоциация гидроксида по основному ( с отщеплением гидроксид-иона) или по кислотному ( с отщеплением иона водорода) типу. [11]

На рис. 47 дана схема диссоциации гидроксидов. Пунктирной линией показаны места разрыва связей при электролитической диссоциации. С уменьшением радиуса и увеличением заряда центрального атома связь его с ионом кислорода увеличивается и в то же время ослабляется связь с ионами водорода. У гидроксида натрия заряд центрального иона Na наименьший, а радиус наибольший, поэтому связь его с кислородом менее прочна, чем кислорода с водородом. При диссоциации отщепляются только гидроксильные ионы. [13]

Как и почему изменяется степень диссоциации гидроксидов элементов главной подгруппы второй группы периодической системы. [14]

Составить вторую таблицу, относящуюся к диссоциации гидроксидов магния, никеля и цинка, когда ионы элементов имеют одинаковые заряды и близкие радиусы. [15]

Страницы: 1 2 3 4

Видео:Гидроксиды – кислоты, основания, амфотерные гидроксиды | ХимияСкачать

Cr(OH)3 + HCl = ? уравнение реакции

В результате взаимодействия гидроксида хрома (III) с соляной кислотой (Cr(OH)3 + HCl = ?) происходит образование средней соли хлорида хрома (III) и воды (обмен). Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

Запишем ионные уравнения, учитывая, что гидроксид хрома (III) и вода на ионы не распадаются, т.е. не диссоциируют.

Первое уравнение называют полным ионным, а второе – сокращенным ионным.Хлорид хрома (III) представляет собой тугоплавкие кристаллы фиолетово-красного цвета, разлагающиеся при прокаливании и сублимирующиеся при нагревании в потоке хлора. Хорошо растворяется в холодной воде (но чрезвычайно медленно, растворение ускоряется в присутствии), гидролизуется по катиону. Образует кристаллогидраты состава и .Хлорид хрома (III) реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель, в растворе восстанавливается атомным водородом, при высокой температуре — водородом, кальцием, хромом. Слабый восстановитель, в растворе окисляется хлорноватой кислотой, перманганатом калия, галогенами, при высокой температуре — фтором. Вступает в реакции обмена и комплексообразования.Хлорид хрома (III) в промышленных масштабах получают путем хлорирования оксида хрома (III) в присутствии углерода при температуре :

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ кислот оснований и солей | Как писать УРАВНЕНИЯ ДИССОЦИАЦИЙСкачать

2. Основные классы электролитов.

По химическому составу ионов, образующихся при диссоциации, электролиты делятся на четыре основных класса: кислоты, основания, амфолиты и соли.

По Аррениусу, кислотами называются электролиты, при первичной диссоциации которых образуются ионы Н+. Например: HCl = H+ +Cl-; h3SO4 = 2H+ + SO42-. По сравнению с нейтральными растворами растворы кислот содержат избыточное количество ионов H+. Поэтому значения рН растворов кислот находятся в области рН7.

Имеется 2 группы кислот: бескислородные и кислородсодержащие (оксокислоты). Среди бескислородных кислот сильными являются три: HCl, HBr, HI; остальные бескислородные кислоты — слабые. Для определения силы оксокислот следует руководствоваться правилом: если степень окисления кислотообразующего элемента равна +6 и выше, такая кислота – сильная (исключение HNO3). Например, h3SO4 — сильная кислота, поскольку степень окисления серы в ней равна +6, а h3SO3 — слабая кислота т.к. степень окисления серы здесь равна +4.

Основаниями являются электролиты, при первичной диссоциации которых образуются гидроксид-ионы ОН-. Например: NaOH = Na+ + OH-; Cu(OH)2Cu2+ + 2OH-. Значения рН растворов оснований находятся в области рН7.

Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Гидроксиды этих металлов хорошо растворимы в воде и поэтому получили название щелочей.

Среди гидроксидов металлов имеются соединения, способные к диссоциации как по кислотному, так и по основному типу. Такие гидроксиды называются амфотерными (амфолитами). Например, Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3.

Соли – электролиты, при первичной диссоциации которых не образуются ни ионы Н+, ни ионы ОН-. Например: Cr2(SO4)3=2Cr3++3SO42- — диссоциация средней соли; Ca(HCO3)2=Ca2++2HCO3- — диссоциация кислой соли; AlOH(NO3)2=AlOh3++2NO3— диссоциация основной соли.

Особую группу электролитов составляют комплексные кислоты, основания и соли. Эти электролиты, как правило, диссоциируют полностью на ионы внешней и внутренней координационной сферы, т.е. являются сильными электролитами. Например, процесс первичной диссоциации комплексной соли [Cr(h3O)6]Cl3 выражается уравнением: [Cr(h3O)6]Cl3 = [Cr(h3O)6]3+ + 3Cl-

3. Смещение ионных равновесий.

Равновесия в растворах слабых электролитов, как и любые химические равновесия подчиняется принципу Ле Шателье, а именно: при уменьшении концентрации ионов в растворе ( например, путем их связывания в слабый электролит ) ионное равновесие смещается вправо, т.е. степень диссоциации слабого электролита увеличивается; при увеличении концентрации ионов ( например, путем добавления к раствору слабого электролита сильного электролита, содержащего одноименные ионы ) ионное равновесие смещается влево, т.е. степень диссоциации слабого электролита уменьшается.

Пример 3.1. Смещение ионного равновесия в 0,1М растворе уксусной кислоты при добавлении кристаллического ацетата натрия.

Уксусная кислота – слабый электролит, диссоциирующий согласно уравнению: СН3СООН  СН3СОО- + Н+. Ацетат натрия – хорошо растворимая соль, диссоциирующая в растворе полностью согласно уравнению: СН3СООNa = СН3СОО- + Na+. Поэтому при введении в раствор уксусной кислоты сильного электролита – ацетата натрия – происходит резкое увеличение концентрации ацетат-ионов, что согласно принципу Ле Шателье должно вызвать смещение ионного равновесия влево – в сторону образования дополнительного количества недиссоциированной уксусной кислоты. Подтвердим это рассчётом.

В 0,1М растворе СН3СООН концентрация ионов Н+ равна 1,310-3, а рН = 2,9 (см. примеры 1.2, 1.3). После добавления к раствору уксусной кислоты ацетата натрия вследствие смещения ионного равновесия влево концентрация недиссоциированной кислоты возрастёт, но это возрастание незначительно, т.к. согласно примеру 1.2. концентрация связываемых ионов Н+ не может превышать величину 1,310-3. Так как изменением объёма раствора в результате добавления кристаллической соли можно пренебречь принимаем, что [СН3СООН] = Ск  Сик, где Сик = 0,1 моль/л – исходная концентрация взятой кислоты, а Ск – концентрация уксусной кислоты в смеси с ацетатом натрия.

Дальнейший рассчёт произведём для 0,1М раствора СН3СООН, в который добавлен кристаллический СН3СООNa в количестве, соответствующим его концентрации 1моль/л (82г соли, добавленной к 1л кислоты). Согласно выражению (1.1) концентрация ионов Н+ в смеси СН3СООН и СН3СООNa равна: Н+ = Ксн3соон [СН3СООН/СН3СОО-. Неизвестное значение концентрации ацетат-ионов в смеси кислоты и соли определяем, исходя из того, что количество ионов, образуемых сильным электролитом неизмеримо больше, по сравнению с количеством ионов, образуемых слабым электролитом. В связи с этим можно считать, что концентрация ацетат-ионов в смеси практически определяется принятой концентрацией добавленной соли Сс. В нашем случае СН3СОО- = Сс  1моль/л.

Подставляя численные значения концентраций и константы диссоциации в ваышезаписанное выражение для определения концентрации ионов Н+, получаем: Н+ = Ксн3соон [СН3СООН/СН3СОО- = 1.75 10-50,1/1 = 1.75 10-6, откуда рН = 5,76. Полученные результаты однозначно указывают на то, что при добавлении к раствору уксусной кислоты ацетата натрия происходит уменьшение концентрации ионов Н+, вызывающее увеличение рН, т.е. происходит сдвиг ионного равновесия влево – в сторону образования дополнительного количества недиссоциированных молекул уксусной кислоты.

Вывод о направлении сдвига ионного равновесия в растворе уксусной кислоты при добавлении к нему ацетата натрия можно распространить на все ионные равновесия: при добавлении к раствору слабого электролита одноимённых ионов, образующихся в результате диссоциации сильного электролита, происходит сдвиг ионного равновесия в сторону образования недиссоциированного слабого электролита.

Смещение ионного равновесия в противоположную сторону, т.е. в направлении усиления диссоциации слабого электролита, происходит при добавлении к раствору слабого электролита любого другого электролита, ионы которого способны связывать ионы слабого электролита.

Пример 3.2. Смещение ионного равновесия при добавлении к раствору уксусной кислоты раствора гидроксида натрия.

Добавляемый к раствору СН3СООН гидроксид натрия – сильный электролит, диссоциирующий полностью согласно уравнению: NaOH = Na+ + OH-.

В смеси СН3СООН и NaOH одновременно протекают 2 взаимосвязанных процесса:

1) СН3СООН  СН3СОО- + Н+– обратимая диссоциация слабой кислоты;

2) Н+ + OH- = Н2О – связывание ионов Н+ слабой кислоты ионами OH- щёлочи, вызывающее согласно принципу Ле Шателье смещение ионного равновесия 1) вправо, т.е. дополнительную диссоциацию уксусной кислоты вплоть до её полного израсходования, если количество добавленного NaOH достаточно для связывания всех ионов Н+ уксусной кислоты.

Суммарно процессы 1) и 2), протекающие в смеси растворов СН3СООН и NaOH, выражаются уравнением: СН3СООН + OH- = СН3СОО- + Н2О. Записанное суммарное уравнение представляет собой ионно-молекулярное уравнение реакции между уксусной кислотой и гидроксидом натрия.

Связывание ионов слабого электролита, вызывающее смещение ионного равновесия – вправо – в сторону усиления диссоциации слабого электролита, может происходить в результате образования неэлектролита (например, газообразного соединения) или любого слабодиссоциирующего химического образования – труднорастворимого электролита, растворимого слабого электролита, комплекса и пр.

Одновременное влияние связывания ионов и введения одноимённых ионов на состояние ионных равновесий удобно проследить на примере гетерогенных равновесий, устанавливающихся в растворах амфотерных электролитов.

Пример 3.3. Смещение гетерогенных ионных равновесий в растворе трунорастворимого гидроксида хрома (III) при добавлении к нему кислоты и щёлочи.

Как уже указывалось (см. п. 2), амфотерные гидроксиды способны диссоциировать и по кислотному, и по основному типу. Диссоциацию амфотерного Cr(OH)3 можно выразить схемой:

Диссоциация по кислотному типу Диссоциация по основному типу

[Cr(OH)6]3- + 3H+  Cr(OH)3 + 3h3O  Cr3+ + 3OH- + 3h3O

При добавлении к раствору Cr(OH)3 кислоты (ионов H+) равновесие диссоциации по кислотному типу из-за действия одноимённых ионов H+ смещается вправо; одновременно, в результате связывания ионов OH- ионами H+ добавленной кислоты равновесие диссоциации по основному типу смещается также вправо вплоть до полного растворения Cr(OH)3, если количество добавленной кислоты достаточно для полного связывания всех ионов OH- гидроксида хрома. Иначе говоря, при взаимодействии с кислотами Cr(OH)3 ведёт себя как основание.

При добавлении к раствору Cr(OH)3 щёлочи (ионов OH-) равновесие диссоциации по основному типу из-за действия одноимённых ионов OH- смещается влево; одновременно, в результате связывания ионов H+ ионами OH- добавленной щёлочи равновесие диссоциации по кислотному типу смещается также влево вплоть до полного растворения Cr(OH)3, если количество добавленной щёлочи достаточно для полного связывания всех ионов H+ гидроксида хрома. Т.е., при взаимодействии со щелочами Cr(OH)3 ведёт себя как кислота.

В общем случае, в результате смещения гетерогенного ионного равновесия растворимость труднорастворимого электролита увеличивается при связывании любого из его ионов и, наоборот, происходит осаждение труднорастворимого электролита из раствора, если произведение концентраций его ионов превышает значение ПР.

Пример 3.4. Определение возможности осаждения гидроксида железа (II) из раствора, содержащего ионы Fe2+ и OH-, концентрации которых, соответственно, равны 10-4М и 10-7М.

Записываем выражение произведения растворимости Fe(OH)2 и отмечаем его численное значение (см. пример 1.1): ПР = [Fe2+][ OH-]2 = 210-15. Вычисляем произведение концентраций (ПС) имеющихся в растворе ионов Fe2+ и OH-: ПС = 10-4(10-7)2 = 10-18. Видно, что ПС  ПР. Следовательно, раствор является ненасыщенным, условие осаждения не выполняется и осадок Fe(OH)2 не образуется.

🎥 Видео

Качественная реакция ионов хрома(III) со щелочью. Получение и свойства гидроксида хромаСкачать

9 класс. Электролитическая диссоциация. Образование ионов.Скачать

5 способов получения гидроксида хрома (III) — без ОВР!! | Химия ЕГЭСкачать

Основные положения теории электролитической диссоциации. Свойства ионов. 9 класс.Скачать

ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Задание 3 Получение и изучение свойств гидроксидовСкачать

Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

ВСЕ про электролитическую диссоциацию. Задание №13 | Химия ОГЭ 2023 | УмскулСкачать

Амфотерные гидроксиды. Химия ОГЭ 2023 | TutorOnlineСкачать

Химия. Молекулярные и ионные уравненияСкачать

гидроксид хрома 3 + гидроксид натрияСкачать

ОСНОВАНИЯ В ХИМИИ — Химические свойства оснований. Реакции оснований с кислотами и солямиСкачать

Реакции ионного обмена. 9 класс.Скачать

Опыты по химии. Получение и исследование амфотерных свойств гидроксида алюминияСкачать