Уравнения диссоциации гидроксида никеля ii

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

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 + .

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

Гидроксид никеля II

Гидроксид никеля II — неорганическое соединение, гидроксид металла никеля с формулой Ni(OH)₂, светло-зелёные кристаллы, не растворяется в воде, образует гидраты.

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

Содержание

Видео:Электролитическая диссоциация. Видеоурок по химии 9 классСкачать

Получение

• Действие концентрированных щелочей на раствор солей двухвалентного никеля:

NiSO₄ + 2 NaOH → Ni(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄ NiCl₂ + 2 NaOH → Ni(OH)₂ ↓ + 2 NaCl

Видео:9 класс. Электролитическая диссоциация. Образование ионов.Скачать

Физические свойства

Гидроксид никеля II образует светло-зелёные кристаллы тригональной сингонии, пространственная группа P 3 m1, параметры ячейки a = 0,3117 нм, c = 0,4595 нм, Z = 1.

Из раствора осаждается гидрат Ni(OH)₂•n H₂O из которого после сушки над серной кислотой выделяется соединение стехиометрического состава 3Ni(OH)₂•2H₂O.

Не растворяется в воде, р ПР = 13,80.

Видео:Электролитическая диссоциация | Химия ЕГЭ, ЦТСкачать

Гидроксид никеля (II): структура, свойства, применение, риски

Гидроксид никеля (II): структура, свойства, применение, риски — Наука

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

Содержание:

В гидроксид никеля (II) Это зеленое кристаллическое неорганическое твердое вещество, в котором металлический никель имеет степень окисления 2+. Его химическая формула — Ni (OH).₂. Его можно получить, добавляя щелочные растворы гидроксида калия (КОН), гидроксида натрия (NaOH) или гидроксида аммония (NH₄OH) по каплям в водные растворы солей никеля (II), таких как хлорид никеля (II) (NiCl₂) или нитрат никеля (II) (Ni (NO₃)₂).

В таких условиях он выпадает в осадок в виде объемного зеленого геля, который кристаллизуется после длительного стояния. Его кристаллы имеют структуру брусита или гидроксида магния Mg (OH).₂.

В природе Ni (OH)₂ содержится в минерале теофрастит (от англ. теофрастит), о котором впервые было сообщено в 1981 году при обнаружении в северной Греции.

Ni (OH)₂ Он кристаллизуется в две полиморфные фазы, α и β фазу, что зависит от способа его кристаллизации.

Он растворим в кислотах, и его зеленоватый цвет зависит от исходной соли никеля.

Он давно используется в качестве катода в щелочных аккумуляторных батареях. Он находит применение в электрокатализе, что делает его очень полезным материалом в топливных элементах и ​​электросинтезе, а также в различных областях применения.

Он представляет опасность для здоровья при вдыхании, проглатывании или контакте с кожей или глазами. Также считается канцерогенным агентом.

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

Кристальная структура

Гидроксид никеля (II) может кристаллизоваться двумя разными способами: α-Ni (OH)₂ и β-Ni (OH)₂.

Кристалл Ni (OH)₂ имеет гексагональную структуру брусита (Mg (OH)₂). Идеальная форма — слои NiO.₂ в плоском гексагональном расположении катионов Ni в октаэдрической координации с кислородом.

Форма α-Ni (OH)₂ он характеризуется довольно аморфной неупорядоченной структурой с переменным межслойным пространством, но больше, чем в β-фазе. Это объясняется тем, что в его структуре представлены несколько видов, разбросанных между слоями, например H₂О, ОН – , ТАК₄ 2- и CO₃ 2- в зависимости от аниона исходной соли никеля.

Β-Ni (ОН)₂ Он также имеет слоистую структуру, но намного проще, упорядочен и компактен. Межслойное пространство составляет 4,60 А. Группы ОН «свободны», то есть не образуют водородных связей.

Видео:Механизм электролитической диссоциации. 9 класс.Скачать

Электронная конфигурация

В Ni (OH)₂ Никель находится в степени окисления 2+, что означает, что в его внешней оболочке отсутствуют 2 электрона. Электронная конфигурация Ni 2+ это: [Ar] 3d 8 , где [Ar] — электронная конфигурация благородного газа аргона.

В Ni (OH)₂, электроны-d атомов Ni расположены в центре небольшого искаженного октаэдра O. Каждый атом O забирает один электрон от H и 1/3 атомов Ni, в результате чего каждый атом Ni теряет 2 электрона —d.

Простой способ представить это так:

H-O – Ни то, ни другое 2+ – ОЙ

Видео:Электролиз. 10 класс.Скачать

Номенклатура

— гидроксид никеля (II)

— Моногидрат оксида никеля (II)

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Свойства

Видео:Задание 13: Все про электролитическую диссоциацию на ОГЭСкачать

Физическое состояние

Сине-зеленое или желтовато-зеленое кристаллическое твердое вещество.

Видео:Задание 13. Диссоциация, как писать уравнения диссоциации? | Химия ОГЭ | УмскулСкачать

Молекулярный вес

Видео:Диссоциация электролитов в водных растворах. Видеоурок 39. Химия 9 классСкачать

Температура плавления

230 ºC (плавится с разложением).

Видео:Электролитическая диссоциация | Химия 8 класс #40 | ИнфоурокСкачать

Плотность

4,1 г / см 3 при 20 ° С.

Видео:72. Электролитическая диссоциацияСкачать

Растворимость

Практически не растворим в воде (0,00015 г / 100 г H₂ИЛИ). Легко растворим в кислотах. Он также хорошо растворяется в растворах аммиака (NH₃), потому что с этой формой комплексы синевато-фиолетового цвета.

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

Другие свойства

Это не амфотерное соединение. Это означает, что он не может действовать одновременно как кислота и основание.

Когда Ni (OH)₂ получают из растворов хлорида никеля (NiCl₂) имеет голубовато-зеленый цвет, а если он выпадает из растворов нитрата никеля (Ni (NO₃)₂) имеет зелено-желтый цвет.

Альфа-фаза (α-Ni (OH)₂) имеет более высокие электрохимические свойства, чем бета-фаза. Это связано с тем, что в альфа-диапазоне для каждого атома никеля доступно большее количество электронов.

Бета-форма (β-Ni (OH)₂) представил характеристики типа полупроводника —п.

Видео:Диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Проводник второго рода. Химия – ПростоСкачать

Приложения

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

В батареях

Самое долгое использование Ni (OH)₂ дело в батареях. В 1904 году Томас Эдисон использовал его вместе с оксидом NiO (OH) в качестве материала для катода щелочных батарей.

Электрохимическая емкость катодов Ni (OH).₂ это напрямую связано с морфологией и размером его частиц. Наночастицы Ni (OH)₂ Из-за своего небольшого размера они обладают превосходными электрохимическими характеристиками и более высоким коэффициентом диффузии протонов, чем более крупные частицы.

Он широко используется в качестве катодного материала во многих перезаряжаемых щелочных батареях, таких как никель-кадмиевые, никель-водородные, никель-железные и другие. Он также использовался в высокопроизводительных суперконденсаторах.

Реакция в этих устройствах включает окисление Ni (OH)₂ во время фазы зарядки и восстановления NiO (OH) во время фазы разряда в щелочном электролите:

Ni (OH)₂ + ОН – – а также – ⇔ NiO (OH) + H₂ИЛИ

Это уравнение обратимо и называется окислительно-восстановительным переходом.

Видео:Электролитическая диссоциация.Скачать

В аналитических приложениях

Α-Ni (ОН)₂ Он был использован для разработки электрохимических сенсоров для определения витамина D.₃или холекальциферол, форма витамина D, которую можно получить, подвергая кожу воздействию солнечного света или через некоторые продукты (яичный желток, коровье молоко, свежий лосось и жир печени трески).

Использование гибридных сенсоров, содержащих α-Ni (OH)₂вместе с оксидом графена и диоксидом кремния позволяет количественно определять витамин D₃ непосредственно в биологических матрицах.

Кроме того, неупорядоченная ламеллярная структура α-Ni (OH)₂ он облегчает вход и выход ионов в пустые структурные пространства, что способствует электрохимической обратимости сенсора.

В электрокатализе реакций

Редокс-переход между Ni (OH)₂ и NiO (OH) также использовался в каталитическом окислении многих небольших органических соединений в щелочном электролите. Механизм этого электрокаталитического окисления следующий:

Ni (OH)₂ + ОН – – а также – ⇔ NiO (OH) + H₂ИЛИ

NiO (OH) + органическое соединение → Ni (OH) 2 + продукт

Органическое соединение может представлять собой, например, глюкозу и глюколактон.

Электрокатализ реакций окисления малых молекул находит применение в топливных элементах, электроанализе, электросинтезе и электродеградации.

В различных применениях

Его электрокаталитические свойства привлекли внимание к использованию в фотокатализе, электрохромных устройствах, адсорбентах и ​​прекурсорах наноструктур.

Кроме того, он может использоваться в качестве пигмента из-за его высокой отражательной способности.

Риски

При нагревании до разложения выделяет токсичные газы. Воздействие Ni (OH)₂ представляет ряд рисков. При вдыхании он раздражает слизистую оболочку верхних дыхательных путей, может вызвать астму и фиброз легких.

При попадании в глаза раздражает конъюнктивальную оболочку. На коже он вызывает сенсибилизацию, жжение или зуд и эритему, вызывая тяжелые дерматиты и кожные аллергии.

Он также может повлиять на почки, желудочно-кишечный тракт, неврологическую систему и вызвать сердечно-сосудистые заболевания. Может нанести вред плоду беременных.

Ni (OH)₂ он канцерогенный. Это было связано с риском развития рака носа и легких. Сообщалось о случаях смерти рабочих от рака на заводах по производству никель-кадмиевых батарей.

Он был классифицирован как очень токсичный для водных организмов с долгосрочным разрушительным действием.

В отношении растений существует определенное противоречие, потому что, хотя никель токсичен для растений, он также является важным микронутриентом для их развития. Он требуется в очень малых количествах для оптимального роста растений.