Главная | Обратная связь

Кислоти, основи, солі в світлі теорії електролітичної дисоціації. Протолітична теорія кислот і основ.

Розглянемо у світлі теорії електролітичної дисоціації властивості речовин, які у водних розчинах виявляють властивості електролітів.

Кислоти. Для кислот характерні наступні загальні властивості:

здатність взаємодіяти з основами з утворенням солей;

здатність взаємодіяти з деякими металами з виділенням водню;

здатність змінювати кольори індикаторів, зокрема, викликати червоне забарвлення лакмусу;

кислий смак.

При дисоціації будь-якої кислоти утворюються іони водню. Тому всі властивості, які є загальними для водних розчинів кислот, ми повинні пояснити присутністю гідратованих іонів водню. Це вони викликають червоний колір лакмусу, повідомляють кислот кислий смак і т.д. З усуненням іонів водню, наприклад при нейтралізації, зникають і кислотні властивості. Тому теорія електролітичної дисоціації визначає кислоти як електроліти, диссоциирующие в розчинах з утворенням іонів водню.

У сильних кислот, диссоциирующих без остачі, властивості кислот проявляються в більшій мірі, у слабких — меншою. Чим краще кислота дисоціює, тобто чим більше її константа дисоціації, тим вона сильніша.

Величини констант дисоціації кислот змінюються в дуже широких межах. Зокрема, константа дисоціації ціановодорода багато менше, ніж оцтової кислоти. І хоча обидві ці кислоти — слабкі, все ж оцтова кислота значно сильніше ціановодорода. Величини першої та другої констант дисоціації сірчаної кислоти показують, що стосовно першого ступеня дисоціації H 2 SO 4 — сильна кислота, а щодо другої — слабка. Кислоти, константи дисоціації яких лежать в інтервалі 10 -4 — 10 -2, іноді називають кислотами середньої сили. До них, зокрема, відносяться ортофосфорна і сірчиста кислоти (щодо дисоціації за першого ступеня).

Підстави. Водні розчини підстав володіють такими загальними властивостями:

здатністю взаємодіяти з кислотами з утворенням солей;

здатністю змінювати кольори індикаторів інакше, ніж їх змінюють кислоти (наприклад, вони викликають синє забарвлення лакмусу);

Своєрідним «мильною» смаком.

Оскільки спільним для всіх розчинів підстав є присутність у них гідроксид-іонів, то ясно, що носієм основних властивостей є гідроксид-іон. Тому з точки зору теорії електролітичної дисоціації підстави — це електроліти, диссоциирующие в розчинах з відщепленням гідроксид-іонів.

Сила підстав, як і сила кислот, залежить від величини константи дисоціації. Чим більше константа дисоціації даної підстави, тим воно сильніше.

Існують гідроксиди, здатні вступати у взаємодію і утворювати солі не тільки з кислотами, але і з основами. До таких гідроксиду належить гідроксид цинку. При взаємодії його, наприклад, з соляною кислотою виходить хлорид цинку:

Zn (OH) 2 + 2 НС l = ZnС l 2 + 2 Н 2 О

а при взаємодії з гідроксидом натрію — цінкат натрію:

Zn (OH) 2 + 2 NaOH = Na 2 ZnО 2 + 2 Н 2 О

Гідроксиди, які володіють цією властивістю, називаються амфотерними гідроксидами або амфотерними електролітами. До таких гідроксиду, крім гідроксиду цинку, відносяться гідроксиди алюмінію, хрому і деякі інші.

Явище амфотерности пояснюється тим, що в молекулах амфотерних електролітів міцність зв’язку між металом і киснем незначно відрізняється від міцності зв’язку між киснем і воднем. Дисоціація таких молекул можлива, отже, по місцях обох цих зв’язків. Якщо позначити амфотерний електроліт формулою ROH, то його дисоціацію можна виразити схемою

Н + + RO — ↔ ROH ↔ R + + OH -

Таким чином, у розчині амфотерного електроліту існує складна рівновага, в якому беруть участь продукти дисоціації як за типом кислоти, так і за типом підстави.

Явище амфотерности спостерігається також серед деяких органічних сполук. Важливу роль воно відіграє у біологічної хімії; наприклад, білки — амфотерні електроліти.

Солі. Солі можна визначити як електроліти, які при розчиненні у воді дисоціюють, отщепляя позитивні іони, відмінні від іонів водню, і негативні іони, відмінні від гідроксид-іонів. Таких іонів, які були б спільними для водних розчинів усіх солей, немає, тому солі і не володіють загальними властивостями. Як правило, солі добре дисоціюють, і тим краще, чим менше заряди іонів, які утворюють сіль.

При розчиненні кислих солей у розчині утворюються катіони металу, складні аніони кислотного залишку, а також іони, що є продуктами дисоціації цього складного кислотного залишку, у тому числі іони Н +. Наприклад, при розчиненні гідрокарбонату натрію дисоціація протікає відповідно до наступних рівнянь:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -

HCO 3 — = Н + + CO 3 2 -

При дисоціації основних солей утворюються аніони кислоти і складні катіони, що складаються з металу і гидроксогрупп. Ці складні катіони також здатні до дисоціації. Тому в розчині основної солі присутні іони ОН -. Наприклад, при розчиненні хлориду гідроксомагнія дисоціації протікає відповідно до рівнянь:

MgOHCl = MgOH + + З l -

MgOH + = Mg 2 + + ОН -

Таким чином, теорія електролітичної дисоціації пояснює загальні властивості кислот присутністю в їх розчинах іонів водню, а загальні властивості підстав — присутністю в їх розчинах гідроксид-іонів. Це пояснення не є, однак, загальним. Відомі хімічні реакції, що протікають за участю кислот і підстав, до яких теорія електролітичної дисоціації непридатна: Зокрема, кислоти і підстави можуть реагувати один з одним, не будучи дисоційований на іони. Так, безводний хлороводень, що складається тільки з молекул, легко реагує з безводними підставами. Крім того, відомі речовини, які не мають у своєму складі гидроксогрупп, але проявляють властивості основ. Наприклад, аміак взаємодіє з кислотами і утворює солі (солі амонію), хоча в його складі немає груп ОН. Так, з хлороводородом він утворює типову сіль — хлорид амонію:

NH 3 + HC1 = NH 4 C1

Вивчення подібного роду реакцій, а також реакцій, що протікають у неводних середовищах, призвело до створення більш загальних уявлень про кислотах і підставах. До найважливіших з сучасних теорій кислот і підстав належить протонна теорія, висунута в 1923 р.

Згідно протонної теорії, кислотою є донор протона, тобто частка (молекула або іон), яка здатна віддавати іон водню — протон, а підставою — акцептор протона, тобто частка (молекула або іон), здатна приєднувати протон. Співвідношення між кислотою і підставою визначається схемою:

Підстава + Протон ↔ Кислота

Пов’язані цим співвідношенням підставу і кислота називаються сполученими. Наприклад, іон HSO 4 — є підставою, сполученим кислоті H 2 SO 4.

Реакцію між кислотою і підставою протонна теорія являє схемою:

(Кислота) 1 + (Підстава) 2 = (Кислота) 2 + (Підстава) 1

Наприклад, в реакції

HC1 + NH 3 = NH 3 + + З l -

іон З l — підстава, поєднане кислоті НС1, а іон NH 3 + — кислота, сполучена підставі NH 3.

Істотним у протонної теорії є те положення, що речовина проявляє себе як кислота або як підставу в залежності від того, з яким іншим речовиною воно вступає в реакцію. Найважливішим чинником при цьому є енергія зв’язку речовини з протоном. Так, у низці NH 3 — Н 2 О — HF ця енергія максимальна для NH 3 і мінімальна для HF. Тому в суміші з NH 3 вода функціонує як кислота, а в суміші з HF — як підстава:

NH 3 + Н 2 О = NH 4 + + ОН -

HF + Н 2 О = F — + Н 3 О +

Осно́вні оксиди

Основні оксиди — це оксиди, яким відповідають основи. Основними оксидами є, наприклад, Na2O, CaO, MgO, K2O. Декотрі оксиди легко взаємодіють з водою з утворенням відповідних основ:

CaO + H2O → Ca(OH)2

K2O + H2O → 2KOH.

Оксиди Fe2O3, CuO, Ag2O з водою не взаємодіють, однак вони нейтралізують кислоти і тому вважаються основними.

Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Характерною хімічною властивісттю основних оксидів є їхня взаємодія з кислотами, при цьому, як правило, утворюються сіль і вода

FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O

При взаємодії з кислотними і амфотерними оксидами утворюють солі, а між собою не взаємодіють. Наприклад:

СаО + СО2 = СаСО3

Na2O + ZnO = Na2ZnO2

Основні оксиди утворюються тільки металами з низькою валентністю (не вище 3+ ). Більшість основних оксидів з водою безпосередньо не взаємодіють, за винятком оксидів лужних і лужноземельних металів, які реагують з водою. Усім основним оксидам відповідають основи, тобто гідроксиди, які проявляють властивості основ.

Кислотні оксиди

До кислотних оксидів відносять такі оксиди, які взаємодіють з основними та амфотерними оксидами, а також з їх гідроксидами з утворенням солей. Наприклад:

P2О5 + 3СаО → Са3(РО4)2

SO3 + ZnO → ZnSO4

CO2 + 2NaOH → Na2СО3 + Н2О

Кислотні оксиди називають звичайно ангідридами (зневодненими кислотами), вказуючи цим, що їх можна одержати з кислот, віднімаючи від них елементи води. Кислотні оксиди утворюються неметалами та деякими металами, які проявляють змінну валентність. Валентність металів у кислотних оксидах буває, від 4+ до 7+. Наприклад CrO3 — хроматний ангідрид (валентність хрому 6+ ), Mn2O7 — ангідрид марганцю (валентність марганцю 7+ ) і т. д.

Деякі кислотні оксиди взаємодіють з водою, утворюючи відповідні гідроксиди, тобто кислоти. Є кислотні оксиди, які не взаємодіють з водою. Наприклад, SiO2 практично не розчинний у воді, однак він нейтралізує основи, тому є кислотним оксидом

2NaOH + SiO2 →сплавлення Na2SiO3 + H2O

Гідроксиди, тобто кислоти, тих кислотних оксидів, що безпосередньо з водою не взаємодіють, одержують посереднім шляхом.

Амфотерні оксиди

Амфотерними називають такі оксиди, які взаємодіють як з кислотами, так і з основами, утворюючи сіль і воду. При взаємодії з кислотами вони поводять себе як основні оксиди, а при взаємодії з основами — як кислотні.

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2О

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2О

З водою амфотерні оксиди не взаємодіють. Амфотерні оксиди утворюються тільки металами з валентністю від 2+ до 4+. До амфотерних оксидів належать ZnO, SnO, PbO, Al2О3, SnO2, PbO2 і ін.

Отже, неметали утворюють тільки кислотні оксиди, а метали можуть утворювати основні, амфотерні і кислотні. Причому для металів із змінною валентністю існує така залежність: при низькому валентному стані металу (не вище 3+ ) він утворює основний оксид, при високому валентному стані (від 4+ до 7+ ) він утворює кислотний оксид, а при проміжному (звичайно від 2+ до 4+ ) він утворює амфотерний оксид. Основні, кислотні і амфотерні оксиди називають ще солетвірними, бо вони при взаємодії з кислотами або основами утворюють солі.

Перша допомога при отруєнні полягає у винесенні потерпілого на свіже повітря, проведенні штучного дихання.

Гідроліз солей — різновид реакцій гідролізу, обумовленого протіканням реакцій іонного обміну в розчинах (переважно, водних) розчинних солей-електролітів. Рушійною силою процесу є взаємодія іонів з водою, що приводить до утворення слабкого електроліту в іонному або (рідше) молекулярному вигляді («зв’язування іонів»).

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ КИСЛОТ, СОЛЕЙ І ОСНОВ.

Бесіда.

Виходячи зі структурної формули натрій сульфату, визначте найбільш полярний зв'язок. На які іони буде дисоціювати натрій сульфат?

Розповідь учителя.

У натрій сульфаті найбільш полярним є зв'язок між Натрієм і Оксигеном, отже, у розчині саме він буде розриватися. Зв'язок між Сульфуром і Оксигеном є слабкополярним (різниця електронегативностей дуже мала), отже, при дисоціації вона розриватися не буде.

При дисоціації солей утворюються катіони металів і аніони кислотних залишків. Рівняння електролі­тичної дисоціації солей виглядає так:

Nа₂SО₄↔ 2Nа⁺+S0₄^2-.

Бесіда.

Виходячи зі структурної формули кальцій гідроксиду, визначте найбільш полярний зв'язок. На які іони буде дисоціювати кальцій гідроксид?

Розповідь учителя.

У кальцій гідроксиді найбільш полярним є зв'язок між Кальцієм та Оксигеном, отже, у розчині саме він буде розриватися. Зв'язок між Гідрогеном і Оксигеном є слабкополярним (різниця електронегативностей невелика), отже, при дисоціації він розриватися не буде.

При дисоціації основ утворюються катіони металів і гідроксид-аніони. Рівняння електролітичної дисо­ціації основ виглядає так:

Са(ОН)₂↔ Са²⁺+2OH^-.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації Арреніуса, основами називаються сполуки, при дисоціації яких утворюються гідроксид-іони.

Бесіда.

Р озглянувши структурну формулу сульфатної кислоти, визначте найбільш полярний зв'язок. На які іони буде дисоціювати сульфатна кислота?

Розповідь учителя.

У сульфатній кислоті найбільш полярним є зв'язок між Гідрогеном і Оксигеном, отже, у розчині саме він буде розриватися. Зв'язок між Сульфуром та Оксигеном є слабкополярним (різниця електронегативностей дуже мала), отже, при дисоціації він розриватися не буде.

При дисоціації кислот утворюються катіони Гідрогену й аніони кислотних залишків. Рівняння електролі­тичної дисоціації сульфатної кислоти виглядає таким чином:

Н₂SО₄↔2Н⁺+SO₄^2-.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації Арреніуса, кислотами називаються сполуки, при дисоціації яких утворюються іони Гідрогену.

Гідроліз солей.

Взаємодія солі з водою, яка призводить до утворення слабкого або погано розчинного електроліту, називається гідролізом солі. Причиною гідролізу солей є зміщення рівноваги дисоціації молекул води в бік утворення малодисоційованих сполук.

Реакції гідролізу звичайно відбуваються без зміни ступеня окиснення. Сумарний ефект гідролізу визначається природою наявних у розчині катіонів й аніонів. За невеликим винятком, майже всі солі є сильними електролітами. Це значить, що незалежно від того, взаємодією якої кислоти чи основи вони отримані, у воді солі дисоціюють практично повністю.

А. Гідроліз солей, утворених взаємодією сильних основ і слабких кислот.У солей, утворених сильними основами і слабкими кислотами, відбувається гідроліз по аніону, а розчиницих солей мають лужну реакцію (рН більше 7).

При розчиненні у воді солі ціанистоводневої кислоти і сильної основи, наприклад КСN, сіль дисоціює на іони:

КСN  K⁺ + CN^-.

Виникнення лужної реакції розчину стає зрозумілим із рівняння гідролізу в іонній формі. Його пишуть, враховуючи, що воду і ціанистоводневу кислоту, як слабкі електроліти, слід писати у вигляді молекул, а КСN і КОН – у вигляді іонів:

К⁺ + СN^- + Н₂О  К⁺ + ОН^- + НСN;

повне іонне рівняння, або кінцево:

СN^- + Н₂О  НСN + ОН^-;

скорочене іонне рівняння.

Подібно КСN, розчин СН₃СООNа також має лужну реакцію, що видно з рівняння гідролізу:

СН₃СОО^- + НОН  СН₃СООН + ОН^-.

Б. Гідроліз солей, утворених дією сильної кислоти і слабкої основи.У солей, утворених сильною кислотою і слабкою основою, відбувається гідроліз по катіону, а розчини таких солей мають кислу реакцію (рН менше 7).

У водних розчинах таких солей відбувається зв’язування ОН^- -іонів води і накопичування Н⁺-іонів у розчині, наприклад:

CuCl₂  Cu²⁺ + 2Cl^-;

Cu²⁺ + 2Cl^- + HOH  CuOH⁺ + 2Cl^- + H⁺;

Cu²⁺ + HOH  CuOH⁺ + H⁺.

В. Гідроліз солей, утворених взаємодією слабкої основи і слабкої кислоти.Солі, утворені слабкою кислотою і слабкою основою, в розчинах не існують (гідролізують повністю).

У цьому випадку зв’язуються ОН^- і Н⁺ - іони води

СН₃СООNH₄  СH₃COO^- + NH₄⁺;

СН₃СОО^- + NH₄ ⁺ + НОН  СН₃СООН + NH₄OH.

У цьому випадку гідроліз відбувається повністю внаслідок того, що вже не один, а одразу два процеси зсувають рівновагу іонізації води. Переконатися в цьому можна по запахурозчину СН₃СООNH₄, який одночасно пахне оцтовою кислотою і аміаком.

Г. Солі, утворені взаємодією сильної основи і сильної кислоти.Якщо сполука при дисоціації в розчині утворює катіони й аніони сильних основ та кислот, гідроліз практично не відбувається, і рН середовища не змінюється.

У такому випадку можна сказати, що солі сильної основи і сильної кислоти гідролізу не піддаються, так як при розчиненні їх у воді не відбувається зв’язування ні Н⁺, ні ОН^-, які виникають в результаті дисоціації води.

Отже, рН розчинів солей, утворених сильними основами і сильними кислотами, таке ж, як у чистої води (рН7).