Questa non è una regola generale. Proprio come con gli acidi per alcune basi, scriviamo la cattura progressiva di un protone alla volta. Tutto dipende dalla natura dell'acido / base.

Nel caso di $ \ ce {Ca (OH) 2} $ non hai una molecola come $ \ ce {HO-Ca- OH} $ o qualcosa di simile a $ \ ce {HO-SO2-OH} $ (acido solforico). Piuttosto, hai un composto ionico composto da due $ \ ce {OH -} $ ioni per $ \ ce {Ca ^ 2 +} $ ione. Una volta che lo dissolviamo, tutti gli ioni vengono rilasciati contemporaneamente risultando in $ 2 ~ \ mathrm {mol} $ di $ \ ce {OH -} $ per mole di $ \ ce {Ca (OH ) 2} $ disciolto.

Come esempio diverso si prenda l'ossido di sodio $ \ ce {Na2O} $. Se aggiungi lentamente acqua a quel composto, lo ione ossido afferrerà un protone alla volta risultando in $ \ ce {2 NaOH} $ prima prima che un secondo gruppo di protoni generi acqua. Questo è più o meno lo stesso meccanismo degli acidi diprotici. (Si noti, tuttavia, che lo ione ossido è una base così forte che viene immediatamente protonato con un singolo equivalente di acqua - proprio come l'acido solforico è un acido così forte che rilascerà immediatamente un protone a contatto con l'acqua.)

$ \ ce {H +} $ è legato in modo covalente al resto della molecola. Quindi, quando togli il primo $ \ ce {H +} $, la molecola cambia radicalmente. Diventa un'altra molecola. Il secondo $ \ ce {H +} $ viene portato via da una specie diversa e quindi è governato da un equilibrio diverso.

In $ \ ce {Ca (OH) 2} $, $ \ ce {Ca ^ 2 +} $ e $ \ ce {OH -} $ sono tenuti insieme tramite legami ionici. Quando lo dissolvi in ​​acqua, tutti i legami ionici si romperanno allo stesso tempo. Non puoi rompere alcuni legami ionici senza rompere anche il resto.

Se volessi concludere dalla dichiarazione di Jan

Piuttosto, hai un composto ionico composto da due $ \ ce {OH -} $ span> ioni per $ \ ce {Ca ^ 2 +} $ ione. Una volta che lo dissolviamo, tutti gli ioni vengono rilasciati contemporaneamente risultando in 2 moli di ione $ \ ce {OH -} $ per mole di $ \ ce {Ca (OH) 2} $ dissolto. [ $ \ ldots $ ]

allora non sarebbe così difficile dare le seguenti due reazioni per rispondere alla domanda originale.

1. $$ \ ce {Ca (OH) 2 (aq) < = > Ca (OH) + (aq) + OH- (aq)} $$ 2. $$ \ ce {Ca (OH) + (aq) < = > Ca ^ 2 + (aq) + OH- (aq)} $$

L'acqua è già in uno stato di equilibrio ionizzato, quindi potrebbe esserci disponibilità di protoni e idrossidi nel solvente (universale)

Perché non provare a riorganizzare l'equazione precedente prendendo l'aiuto dei protoni forniti dall'acqua, facciamolo.

3. Riorganizzare la prima equazione con l'aiuto di protoni e idrossidi, su entrambi i lati dell'equazione; otteniamo: $$ \ ce {Ca (OH) 2 (aq) + H + (aq) < = > Ca (OH) + + H2O} $$

4. Di nuovo, riorganizzando la seconda equazione con l'aiuto di protoni e idrossidi, su entrambi i lati dell'equazione; otteniamo: $$ \ ce {Ca (OH) + (aq) + H + (aq) < = > Ca ^ 2 + + H2O} $$

Ora sarebbe facile per noi concludere perché la reazione deve procedere progressivamente più duramente; perché non appena vediamo la forma modificata della reazione 1&2: notiamo l'interazione repulsiva tra gli ioni $ \ ce {Ca (OH) +} $ e $ \ ce {H +} $ ioni. Quindi si può concludere con questa precisa affermazione:

Nel caso degli acidi poliprotici assumiamo che il rilascio di ioni $ \ ce {H +} $ sia progressivamente più difficile.

detto da Asker, ha giustificato il motivo per cui non devono "basi forti come Ca (OH) 2", "formare direttamente $ \ ce {Ca ^ 2 +} $ e $ \ ce {2OH -} $ as the products? ", ulteriormente aggiunto da Asker.

Jan dice

Questa non è una regola generale.

Proprio come con gli acidi per alcune basi scriviamo la cattura progressiva di un protone alla volta. Tutto dipende dalla natura dell'acido / base . Nel caso di Ca (OH) 2 non hai una molecola come HO − Ca − OH o qualcosa di simile che puoi assumere per HO − SO2 − OH (acido solforico).

Piuttosto, hai un composto ionico composto da due ioni idrossido per uno ione calcio. Una volta sciolto questo, tutti gli ioni vengono rilasciati contemporaneamente risultando in 2 moli di idrossido per mole di $ \ ce {Ca (OH) 2} $ disciolti. Come esempio diverso, prendi l'ossido di sodio $ \ ce {Na2O} $ .

Se aggiungi lentamente acqua a quel composto, lo ione ossido ne prenderà uno protone alla volta risultante in $ \ ce {2NaOH} $ prima che un secondo gruppo di protoni generi acqua. Questa è più o meno la stessa cosa che accade agli acidi diprotici. (Si noti, tuttavia, che lo ione ossido è una base così forte che viene immediatamente protonato con un singolo equivalente di acqua - proprio come l'acido solforico è un acido così forte che rilascerà immediatamente un protone a contatto con l'acqua.) *

L'affermazione di Jan è molto corretta e spiega facilmente il mio avvertimento affermato nell'ultima frase sotto la conclusione.

Conclusione:

Quindi lasciatemi ripetere di nuovo l'intera equazione ma con un leggero cambiamento, questa volta per $ \ ce {H2SO4} $ , un acido forte:

1. Riorganizzare la prima equazione con l'aiuto di protoni e idrossidi su entrambi i lati dell'equazione; otteniamo: $$ \ ce {HO − SO2 − OH (aq) + OH- (aq) < = > O − SO2 − OH- + H2O} $$
2. Di nuovo, riorganizzare la seconda equazione con l'aiuto di protoni e idrossidi su entrambi i lati dell'equazione; otteniamo: $$ \ ce {O − SO2 − OH- (aq) + H + (aq) < = > O − SO2 − O ^ 2- + H2O} $$ span>

Tieni presente che $ {\ rm p} K _ {\ rm a} $ e $ {\ rm p} K _ {\ rm a} $ sono come le costanti il cui valore non cambia fino a quando la temperatura o qualche altra variabile termodinamica non cambia (non confondere con Kinetic Le variabili, le costanti di dissociazione acida non hanno nulla a che fare con esso) vengono modificate ( https://en.wikipedia.org/wiki/Acid_dissociation_constant)

TL; DR;

• In primo luogo, determinare la costante di dissociazione acida della data base, acido o sale misto.

• In secondo luogo , determina le condizioni termodinamiche ei valori delle sue variabili per aiutarti ad entrare nei dettagli della reazione (non necessario, basta sapere che è costante o meno, è sufficiente)

• Terzo , scrivi l'intera reazione di dissociazione (solo, perché quelli che non di ssociate o la cui costante di dissociazione è troppo piccola viene generalmente ignorata, ovvero gli acidi deboli e le basi deboli e i loro sali misti possono essere ignorati).

• Infine, interpreta le interazioni tra filtrate le reazioni di dissociazione, quindi cancellate quelle che sono contrarie alle prime tre regole. Puoi anche filtrare in base a ciò che stai effettivamente cercando di ottenere da queste reazioni. Tieni presente che le regole fondamentali dell ' equilibrio ionico nel contesto dell'intera chimica. non devono essere violate.

  Avrai solo le reazioni più importanti e rilevanti. Solo pochi passaggi.