- •Реакции и равновесия в неорганической химии (самостоятельно)
- •1. Классификация реакций
- •2. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН).
- •3. Основания, кислоты и соли в теории электролитической диссоциации
- •4. Ионные реакции
- •5. Реакции нейтрализации. Гидролиз. Реакции осаждения
- •6. Окислительно-восстановительные реакции
- •7. Кислотно-основные реакции. Протонная теория кислот и оснований
- •8. Кислотно-основные реакции в водных растворах
3. Основания, кислоты и соли в теории электролитической диссоциации
Основания. Название «основания» первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.
Водные растворы таких оснований, как NаОН, КОН и Ва(ОН)2, обладают сильнощелочными свойствами, поэтому эти вещества и некоторые другие называют щелочами.
С точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида — гидроксид-ионов ОН-.
В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:
NаОН Na+ + OH-; Ва(ОН)2 Ba2+ + 2OH-; NH3H2O NH4+ + OH-.
Гидроксиды металлов типа NаОН и Ва(ОН)2, представляющие собой ионные кристаллы, являются сильными электролитами, а гидрат аммиака (ковалентное соединение) — это слабое основание.
Некоторые из щелочей аналогично диссоциируют и при плавлении, например КОН.
Большинство же основных гидроксидов разлагаются при нагревании на оксиды и воду еще до плавления.
Основания — гидроксиды металлов — могут быть получены при взаимодействии неблагородных металлов с водой или основных оксидов с водой: 2Nа + 2Н2О = 2 NаОН + Н2, СаО + Н2О = Са(ОН)2.
Оксиды металлов, которые подобным путем образуют основания, раньше называли основными ангидридами.
Типичные свойства оснований по Аррениусу связаны с тем, что они поставляют в водный раствор гидроксид-ионы ОН-. На этом основано обнаружение щелочей с помощью индикаторов. Так, самый распространенный в лаборатории индикатор — лакмус окрашивается растворами щелочей в синий цвет.
Кислоты. Кислоты исторически получили такое название из-за кислого вкуса водных растворов таких веществ, как хлороводород или уксусная кислота.
С точки зрения теории электролитической диссоциации
кислоты — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида — катионов водорода Н+,
В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:
Н2SО4 = 2Н+ + SО2-
СН3СООН = Н+ + СН3СОО-.
Таким образом, характеристической составной частью всех кислот является водород, способный диссоциировать в водный раствор.
кислота — это водородсодержащее соединение, водород которого может быть замещен на металл с образованием соли: Мg + Н2SO4 = МgSO4 + Н2
Следует различать кислородсодержащие кислоты и бескислородные кислоты.
Все кислоты являются потенциальными электролитами в водном растворе. Под воздействием полярных молекул воды они отщепляют катионы водорода, которые мгновенно гидратируются водой и образуют катионы оксония Н3О+, так как простые катионы водорода Н+, являющиеся по существу индивидуальными протонами р+, не способны к существованию в водном растворе. Среди кислот есть как сильные электролиты (Н2SО4, НМО3, НС1), так и слабые (Н2СO3, Н2S).
Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой: СО2 + Н2О = Н3СО3; SО3 + Н2О = Н2SО4.
Ранее такие оксиды неметаллов называли кислотными ангидридами. Многим неметаллам, ввиду многообразия их степеней окисления, отвечает несколько кислородсодержащих кислот. Для хлора известны: НСlO4 — хлорная кислота, НСlO2 — хлористая кислота, НС1О3 — хлорноватая кислота, НСlO — хлорноватистая кислота.
Металлы, которые проявляют несколько степеней окисления, также могут образовывать кислотные оксиды и кислоты.
Многоосновные кислоты, содержащие в молекулах по два или несколько атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, обычно являются слабыми электролитами и диссоциируют ступенчато, причем каждая следующая стадия протекает в значительно меньшей степени, чем предыдущая: Н3PO4 н+ + н2РО4-
н2ро4- н+ + нРО42-
нРО42- н+ + РО43-
Типичные свойства кислот по Аррениусу связаны с тем, что они поставляют в водный раствор катионы водорода Н+(Н3О+). На этом основано обнаружение кислот с помощью индикаторов. Так, самый распространенный в лаборатории индикатор — лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет.
Соли. С точки зрения теории электролитической диссоциации соли — это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка: BaС12 = Ba2+ + 2С1.