3.1. Диссоциация кислот, оснований и солей

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения кислот, оснований и солей и описывают их свойства.

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

HCl  H⁺ + Cl^-;

CH₃COOH  CH₃COO^- + H⁺.

Согласно теории электролитической диссоциации все общие характерные свойства кислот – кислый вкус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями – обусловлены присутствием ионов водорода Н⁺.

Основность кислоты определяется числом ионов водорода, которые образуются при диссоциации одной молекулы. Так, HCl, HNO₃ – одноосновные кислоты – при их диссоциации образуется один ион водорода; H₂S, H₂CO₃, H₂SO₄ – двухосновные, а H₃PO₄, H₃AsO₄ – трехосновные, так как при их диссоциации образуются, соответственно, два и три иона водорода. Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты, только один, входящий в карбоксильную группу –СООН, способен отщепляться в виде иона водорода, поэтому уксусная кислота – одноосновная. Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно). Например:

H₃PO₄ « H⁺ + H₂PO₄^- (первая ступень);

H₂PO₄^- « H⁺ + HPO₄^2- (вторая ступень);

HPO₄^2- « H⁺ + PO₄^3- (третья ступень).

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей мере – по второй и лишь в незначительной степени – по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты, наряду с молекулами H₃PO₄ содержатся ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) H₂PO₄^-, HPO₄^2- и PO₄^3-.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например:

КОН  К⁺ + ОН^-;

NH₄OH « NH₄⁺ + OH^-.

Согласно теории электролитической диссоциации общие щелочные свойства растворов – мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, ангидридами кислот, солями – обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН^-. Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом гидроксид-ионов (гидроксогрупп). Например, NH₄OH (NH₃·H₂O) – однокислотное основание, Ca(OH)₂ – двухкислотное, Fe(OH)₃ – трехкислотное. Двух- и многокислотные основания диссоцируют ступенчато (постепенно):

Fe(OH)₂ « FeOH⁺ + OH^- (первая ступень);

FeOH⁺ « Fe²⁺ + OH^- (вторая ступень).

Однако имеются электролиты, при диссоциации которых одновременно образуются и ионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относится вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III) и ряд других веществ. Вода, например, в незначительной степени диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^-:

Н₂О « Н⁺ + ОН^-.

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием ионов водорода Н⁺, и щелочные свойства, обусловленные наличием гидроксид-ионов ОН^-.

Диссоциацию гидроксида цинка Zn(OH)₂ можно выразить уравнением

2OH^- + Zn²⁺ + 2H₂O « Zn(OH)₂ + 2H₂O « [Zn(OH)₄]^2- + 2H⁺.

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (сюда же относят и катион аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков. Так диссоциируют средние соли. Например:

NaCl  Na⁺ + Cl^-;

K₃PO₄  3K⁺ + PO₄^3-.

Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато (см. раздел «Классы химических соединений»).