Меню Рубрики

Объясните с точки зрения теории электролитической диссоциации сущность химических реакций протекающих

Объясните с точки зрения теории электролитической диссоциации сущность химических реакций, протекающих в водной среде.

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций — ионными уравнениями.

Ионные реакции в водных растворах могут протекать необратимо и обратимо.

Если в результате реакции в растворах электролитов протекает с образованием нерастворимого или газообразного, или малодиссоциирующего вещества, то такая реакция протекает необратимо.
Например, реакция между хлоридом бария и сульфатом калия протекает необратимо, т. к. образуется нерастворимый сульфат бария:

Молекулярное уравнение:
BaCl2 + K2SO4 → BaSO4↓ + 2KCl
Краткое ионное уравнение:
Ba 2+ + SO4 2- → BaSO4

Сокращенное ионное уравнение показывает, что реакция свелась к взаимодействию ионов Ba 2+ и SO4 2- , в результате которого образовалось вещество BaSO4 — слабый электролит. При этом неважно, в состав каких веществ входили эти ионы до их взаимодействия, например, это могли быть соли Ba(NO3)2 и Na2SO4. Краткие ионные реакции, в необратимых реакциях, проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.

Если в результате реакции не образуются слабые электролиты, то такая реакция всегда протекает обратимо, т. е. в растворе образуется смесь ионов.
Например реакция между хлоридом натрия и перхлоратом калия:

Молекулярное уравнение:
NaCl + KClO4 ⇄ NaClO4 + KCl
Краткое ионное уравнение:
Na + + Cl — + K + + ClO4 — ⇄ Na + + ClO4 — + K + + Cl —

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблукови В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс .

Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):

Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).

Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)

Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.

Если степень диссоциации зависит от природы вещества, то можно судить, что существует разграничение между определёнными группами веществ.

Большая степень диссоциации присуща сильным электролитам (большинству оснований, солям, многим кислотам). Стоит учесть, что распад на ионы – обратимая реакция. Так же стоит сказать, что в данной теме не будут разобраны примеры диссоциации двойных и основных солей, их диссоциация описана в теме “соли”.
Примеры сильных электролитов:
NaOH, K2SO4, HClO4
Уравнения диссоциации:
NaOH⇄Na + +OH —

Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.

α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)

У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации.
Например, диссоциация солей CuCl2, HgCl2:
CuCl2⇄Cu 2+ +2Cl — диссоциация протекает полностью

А в случае с хлоридом ртути диссоциация идёт неполностью и то не до конца.

Возвращаясь же к раствору серной кислоты, стоит сказать, что степень диссоциации обеих ступеней разбавленной кислоты гораздо больше, чем у концентрированной. При диссоциации концентрированного раствора очень много молекул вещества и большая концентрация гидроанионов HSO4 — .

У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).

Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена:
Сильные кислоты ( HCl, HBr, HI, HClO3, HBrO3, HIO3, HClO4, H2SO4, H2SeO4,HNO3, HMnO4, H2Cr2O7)

Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена.

Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо) , если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).

Реакции ионного обмена принято писать в три стадии:
1. Молекулярное уравнение
2. Полное ионное уравнение
3. Сокращенное ионное уравнение
При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.

Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.

Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.

Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.

Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.

Для получения осадка малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты в их концентрированных растворах.
Например:
2KF+FeCl2→FeF2↓+2KCl

Данные правила подбора реагентов для осаждения продуктов справедливы только для солей.

18.Характеристики кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерность гидроксидов.

Диссоциация оснований. Согласно теории электролитической диссоциации, основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов – гидроксид-ионы OH  : NaOH  Na + + OH  ; Ca(OH)2  CaOH + + OH  ; CaOH +  Ca 2+ + OH  .

Ступенчатость диссоциации обусловливает возможность образования основных и кислых (см. ниже) солей.

Диссоциация кислот. Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода H + . HCl  H + + Cl  ; HNO3  H + + NO3  ; H2SO4  H + + HSO4  — ; HSO4   H + + SO4 2  ; H3PO4  H + + H2PO4  ; H2PO4   H + + HPO4 2  ; HPO4 2   H + + PO4 3  .

Диссоциация амфотерных гидроксидов. Амфотерные гидроксиды дис-социируют в водном растворе как по типу кислоты, так и по типу основания. При их диссоциации одновременно образуются катионы H + и гидроксид-анионы OH  : H + + MeO  ⇄ MeOH ⇄ Me + + OH  .

К ним относятся гидроксиды цинка Zn(OH)2, алюминия Al(OH)3, хрома Cr(OH)3, свинца Pb(OH)2 и др.

1. Средние соли – это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Напри-мер, Na2SO42 Na + + SO4 2  ; Ca3(PO)43 Ca 2+ + 2 PO4 3  .

2.Кислые соли при растворении в воде образуют катион металла и сложный анион из атомов водорода и кислотного остатка: KHSO3  K + + HSO3  ( = 1).

Сложный анион диссоциирует частично: HSO3  ⇄ H + + SO3 2  (  : Al(OH)2Cl  Al(OH)2 + + Cl  ( = 1).

Сложный катион диссоциирует частично: Al(OH)2 + ⇄ AlOH 2+ + OH  ( 2+ ⇄ Al 3+ + OH  ( + + Al 3+ + 2 SO4 2  ;

Сложные соли диссоциируют на катион металла и анионы кислотных остатков. Например, ZnClNO3  Zn 2+ + Cl  + NO3  ;

19. Окислительно-восстановительные реакции (овр). Степень окисления атомов Основные окислители и восстановители. Составление уравнений овр методами электронного и электронно-ионного баланса.

ОВР-реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Окисление – это процесс отдачи электронов при этом происходит понижение степени окисления.

Восстановление – это процесс присоединения электронов, при этом происходит понижение степени окисления.

Реакции, в кот. ок-ль. и восст-ль предс. собой различные ве-ва наз. межмолеклярными. Если ок-ль и восс-ль атомы одной молекулы — внутримолекулярные.

Под степенью окисления (окислительным числом) понимают условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что в молекуле все связи ионные. Степень окисления указывает, сколько электронов оттянуто от атома (положительная степень окисления) или притянуто к нему от другого атома (отрицательная степень окисления). Мера удаления или приближения электронов к атому в степени окисления не отражена.Восстановители

а) Металлы как простые вещества: K 0 , Na 0 , Ca 0 , Al 0 и др.

б) Простые анионы неметаллов: S 2  , Cl  , J  , Br  , Se 2  и др.

в) Сложные анионы и молекулы, содержащие электроположитель-ные элементы в промежуточной степени окисления: S +4 O3 2  , N +3 O2  , As +3 O3 3  , Cr +3 O2  , [Fe +2 (CN)6] 4  , C +2 O, N +2 O, S +4 O2 и др.

г) Простые катионы в низшей степени окисления: Fe 2+ , Sn 2+ , Cr 3+ , Cu + , Mn 2+ , As 3+ и др.

д) Некоторые простые вещества:

е) Катод при электролизе.

а) Неметаллы как простые вещества с большой электроотрицательностью: F2, O2, Cl2 и др.

б) Простые катионы в высокой степени окисления: Sn 4+ , Fe 3+ , Cu 2+ и др., а также H + .

г) Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметаллов в положительной степени окисления: H2S +6 O4, S +6 O3, HOCl +1 , HCl +5 O3,

д) Анод при электролизе.

В соединениях, когда атомы находятся в промежуточной степени окисления, последние могут проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства (окислительно-восстановительная двойствен-ность):

Применяют два метода составления уравнений реакций окисления-восстановления:

Сущность теории электролитической диссоциации. Понятие об электролитах.

Водные растворы солей, кислот и оснований обладают рядом особенностей по сравнению с растворами других веществ. Шведский ученый Сванте Аррениус в 1887 г. предложил теорию ионизации, согласно которой при растворении кислот, оснований и солей в воде происходит расщепление молекул на ионы.

Вещества,распадающиеся на ионы в растворахили расплавах и поэтому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией (ТЭД).

Сущность теории Аррениуса сводится к следующим трем положениям:

1.Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы. Ио́н (др.-греч. ἰόν — идущее) — одноатомная или многоатомная электрически заряженная частица.

2.Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду иназываются катионами;отрицательно заряженные — к аноду, они называютсяанионами.

3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). Общая запись этих двух процессов:

где КА – электролит, К + — катион, А — — анион.

Диссоциация кислот, солей, оснований в водных растворах.

С помощью ТЭД дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид-ионы.

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Поскольку диссоциация процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой — αальфа).

Степень диссоциации – это отношение числа распавшихся на ионы молекул N Ι к общему числу растворенных молекул N:

N Ι

α= ———(в долях единицы или в процентах)

N

Еслиα =1 или 100%, электролит полностью распадается на ионы.

Еслиα = 0, диссоциация отсутствует.

Если α = 0,5 или 50%, то это означает, что из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты в водном растворе диссоциированы практически полностью. В растворах сильных электролитов молекулы отсутствуют. К сильным электролитам относятся:

1) почти все соли;

2) многие минеральные кислоты: H2S04, HN03, HCl, НСIO4, HBr, HI, HMn04;

Читайте также:  Окисление и восстановление с электронной точки зрения

3) основания щелочных металлов, например: NaOH и КОН, а также Ва(ОН)2, Са(ОН)2.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют лишь частично. В растворе имеется большое количество недиссоциированных молекул. К слабым электролитам относятся:

2) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH;

Кислоты Н3РО4, H2S03 и HF являются кислотами средней силы.

Понятие о константе химического равновесия.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами. Следовательно, к процессу диссоциации слабого электролита мы можем применить законы химического равновесия.

Для уравнения реакции диссоциации (1)

константу равновесия можно выразить уравнением:

[К + ] [ А — ]

[К А ]

[KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе; [K+] — концентрация катионов в растворе; [A−] — концентрация анионов в растворе.

Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации.

Например, для диссоциации азотистой кислоты:

выражение константы диссоциации имеет следующий вид:

Установлено, что константа диссоциации для слабых электролитов не меняется с изменением концентрации раствора и является постоянной величиной при постоянной температуре.

Закон действия масс.

Закон действия масс: чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе.

КА К + + А —

[К + ] [ А — ]

[К А ]

Теория электролитической диссоциации справедлива лишь в отношении растворов слабых электролитов, так как только ионизация слабых электролитов приводит к химическому равновесию, которое характеризуется константой ионизации.Процесс диссоциации сильных электролитов необратим, вследствие этого растворы сильных электролитов и не подчиняются закону действия масс.

Организация стока поверхностных вод: Наибольшее количество влаги на земном шаре испаряется с поверхности морей и океанов (88‰).

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ — конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой.

Поперечные профили набережных и береговой полосы: На городских территориях берегоукрепление проектируют с учетом технических и экономических требований, но особое значение придают эстетическим.

Свойства щелочей с точки зрения ТЭД

Описание разработки

Что такое щелочи?

Щелочи – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и гидроксид — анионы.

Химические свойства щелочей:

1). Изменяют цвет индикаторов, так как в водных растворах диссоциируют на ионы :

2). Взаимодействуют с кислотами

3NaOH + H₃PO₄ → Na₃ PO₄ + 3H₂O

3Na⁺+ 3OH⁻ + 3H⁺ + PO₄³⁻→ 3Na⁺+ PO₄³⁻+ 3H₂O

Реакции между кислотами и основаниями с образованием соли и воды называются реакциями нейтрализации.

Содержимое разработки

Урок «Свойства щелочей с точки зрения ТЭД»

Казанцева Евгения Андреевна

учитель химии МОУ школы №12

г.о. Жуковский Московской области

Что такое щелочи?

  • Щелочи — растворимые в воде основания.
  • Щелочи – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и гидроксид- анионы.

Химические свойства щелочей:

1). Изменяют цвет индикаторов, так как в водных растворах диссоциируют на ионы :

2).Взаимодействуют с кислотами

3NaOH + H₃PO₄ → Na₃ PO₄ + 3H₂O

3Na⁺+ 3OH⁻ + 3H⁺ + PO₄³⁻→ 3Na⁺+ PO₄³⁻+ 3H₂O

Реакции между кислотами и основаниями с образованием соли и воды называются реакциями нейтрализации.

3).Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

Ca(OH)₂ + N₂O₅ → Ca(NO₃)₂ + H₂O

Ca²⁺ + 2OH⁻+ N₂O₅ → Ca²⁺ + 2NO₃⁻ + H₂O

2OH⁻+ N₂O₅ → 2NO₃⁻ + H₂O

Взаимодействие известковой воды с углекислым газом – качественная реакция на углекислый газ

Ca(OH)₂ + СO₂ → CaСO₃↓ + H₂O

Ca²⁺ + 2OH⁻+ СO₂ → CaСO₃↓ + H₂O

4). Щелочи взаимодействуют с растворимыми солями, если образуется осадок:

6KOH + Fe₂(SO₄)₃ →2Fe(OH)₃ ↓+ 3K₂SO₄

6K⁺ + 6OH⁻ + 2Fe³⁺ + 3SO₄²⁻→2Fe(OH)₃ ↓+ 6K⁺ + 3SO₄²⁻

общие свойства щелочей обусловлены присутствием в их растворах гидроксид- анионов ОН⁻.

Объясните с точки зрения теории электролитической диссоциации сущность химических реакций протекающих

87. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Рассмотрим в свете теории электролитической диссоциации свойства веществ, которые в водных растворах проявляют свойства электролитов.

Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

При диссоциации любой кислоты образуются иокы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением ионов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

У сильных кислот, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

Сравнивая данные, приведенные в табл. 12 и 14, можно заметить, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации H2SO4 — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале 10 -4 -10 -2 , иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

в) своеобразным «мыльным» вкусом.

Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимодействии его, например, с соляной кислотой получается хлорид цинка

а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия;

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам кроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфотерный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

Таким образом, в растворе амфотериого электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания.

Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологической химии; например, белки — амфотерные электролиты.

Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы H + . Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следующим уравнениям:

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы OH — . Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

Таким образом, теория электролитической диссоциации объясняет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима.

В частности, кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ноны. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляющие свойства основании. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

Изучение подобного рода реакций, а также реакций, протекающих в иеводных средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теории кислот и оснований принадлежит протонная теория, выдвинутая в 1923 г.

Согласно протонной теории, кислотой является донор протона, т. е. частица (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода — прогон, а основанием — акцептор протона, т. е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Соотношение между кислотой и основанием определяется схемой:

Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, HSO4 — является основанием, сопряженным кислоте H2SO4.

Реакцию между кислотой и основанием протонная теория представляет схемой:

Реакции ионного обмена

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами . Они называются ионными реакциями , а уравнения этих реакций — ионными уравнениями . Они проще уравнений реакций , записанных в молекулярной форме , и имеют более общий характер .

При составлен ии ио нных уравнений реакций следует руководство­ваться тем , что вещества малодиссоциированные , малорастворимые ( выпадающие в осадок ) и газообразные записываются в молекулярной форме . Знак ↓ , стоящий при формуле вещества , обозначает , что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка , знак ↑ обозначает , что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа . Сильные электролиты , как полностью диссоциированные , записывают в виде ионов . Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части .

Для закрепления этих положений рассмотрим два примера .

Пример 1 . Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа ( III ) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах.

Разобьем решение задачи на четыре этапа .

1. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме :

FeCl + 3 NaOH = Fe ( OH )3 + 3 NaCl

2. Перепишем это уравнение , изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде молекул :

Fe З + + 3 Cl — + 3 N а + + 3ОН — = F е ( ОН )3↓ + 3 N а + + 3 Cl —

Это ионное уравнение реакции .

3. Исключим из обеих частей ионного уравнения одинаков ые ио ны , т . е . ионы , не участвующие в реакции ( они подчеркнуты ):

4. Запишем уравнение реакции в окончательном виде :

Fe 3+ + 3ОН — = Fe ( OH )3

Это сокращенн ое ио нное уравнение реакции . Как видно из этого уравнения , сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Fe 3+ и О Н — , в результате чего образуется осадок F е ( ОН ) 3 . При этом вовсе не имеет значения , в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия .

Пример 2. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида калия и нитрата натрия.

Так как продукты взаимодействия хорошо растворимы в воде и не уходят из сферы реакции , то данная реакция обратима .

Как и в примере 1, записываем по этапам :

KNO3 + NaCl

  • K + +Cl — +Na + +NO — 3K + +NO — 3+Na + +Cl —
  • Уравнения для следующих этапов написать нельзя , так как с точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит . Однако если выпаривать этот раствор , то будут возникать новые химические связи между ионами и получится смесь четырех солей : КС l , N а N О3 , Na С l , К NO 3 .

    Читайте также:  Как сохранить зрение классный час во 2 классе

    Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции , протекающие в растворах между электролитами . Если при таких реак­циях не происходит изменения зарядов ионов ( не изменяется степень окисления ), то они называются ионообменными .

    ОСНОВЫ ТЕОРЕТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

    8. Растворы электролитов

    Электролиты. Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам.

    Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить по их поведению в растворах на две категории: а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью (электролиты); б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты). К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например спирты, углеводы.

    Электролитическая диссоциация. Кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давления пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации .

    Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов — катионов и анионов.

    Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, поэтому при написании уравнений реакции диссоциации необходимо применять знак обратимости « . Различные электролиты, согласно теории Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, температуры.

    Степень диссоциации. Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации.

    Степенью диссоциации а называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы ( n ‘), к общему числу растворенных молекул (п):

    Из этого выражения очевидно, что а может изменяться от 0 (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация). Степень диссоциации часто выражают в процентах. Степень диссоциации электролита может быть определена только экспериментальным путем, например по измерению температуры замерзания раствора, по электропроводности раствора и т. д.

    Сильные и слабые электролиты. В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.

    К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты (НС l, HBr, HI, Н N О 3 , Нс lO 4 , Н 2 SO 4( разб. ) ) и некоторые основания ( Li ОН, NaOH, КОН, Са(ОН) 2 , Sr(OH) 2 , Ва(ОН) 2 ). К слабым электролитам относится большинство кислот (особенно органических) и оснований.

    Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор).

    Константа диссоциации. Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

    Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

    Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как

    где К — константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.

    Диапазон констант равновесия для разных реакций очень большой — от 10 -16 до 10 15 . Например, высокое значение К для реакции

    означает, что если в раствор, содержащий ионы серебра Ag + , внести металлическую медь, то в момент достижения равновесия концентрация ионов меди [Cu 2+ ] намного больше, чем квадрат концентрации ионов серебра [Ag + ] 2 . Напротив, низкое значение К в реакции

    говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось ничтожно малое количество иодида серебра AgI.

    Обратите особое внимание на форму записи выражений для константы равновесия. Если концентрации некоторых реагентов существенно не изменяются в процессе реакции, то они не записываются в выражение для константы равновесия (такие константы обозначаются К 1 ).

    Так, для реакции меди с серебром неправильным будет выражение

    Правильной будет следующая форма записи:

    Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия. Концентрации меди и серебра определяются их плотностью и не могут быть изменены. Поэтому эти концентрации нет смысла учитывать при расчете константы равновесия.

    Аналогично объясняются выражения констант равновесия при растворении AgCl и AgI.

    Произведение растворимости. Константы диссоциации малорастворимых солей и гидроксидов металлов называются произведением растворимости соответствующих веществ (обозначается ПР).

    Для реакции диссоциации воды

    выражение константы будет:

    , а не

    Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация [Н 2 О] остается постоянной и вводится в константу равновесия.

    Ионные уравнения реакций. Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчеркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

    С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода:

    1. Образующиеся вещества — сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

    2. Одно (или несколько) из образующихся веществ — газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).

    Рассмотрим две реакции:

    В ионной форме эти уравнения запишутся следующим образом:

    В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращенное ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:

    Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы.

    С учетом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.

    Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

    Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.

    Ионное произведение воды. Константа воды . Эту константу для воды называют ионным произведением воды. Ионное произведение воды зависит только от температуры; при повышении температуры оно увеличивается.

    При диссоциации воды (см. уравнение выше) на каждый ион Н + образуется один ион ОН — , следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов должны быть одинаковы: [H + ] = [ОН — ]. Используя значение ионного произведения воды, находим:

    Такова концентрация ионов Н + и ОН — в чистой воде. Рассмотрим, как изменится концентрация при добавлении других веществ, например соляной кислоты. Соляная кислота — сильный электролит, диссоциирующий в воде на ионы H + и Cl — . Следовательно, концентрация ионов Н + в растворе будет увеличиваться. Однако ионное произведение воды от концентрации не зависит, поэтому при увеличении [Н + ] должна уменьшаться [ОН — ].

    Напротив, если к воде добавить щелочь, то концентрация [ОН — ] увеличится, а [Н + ] уменьшится. Таким образом, концентрации [Н + ] и [ОН — ] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая, и наоборот.

    Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Н + . В кислых растворах [Н + ]>10 -7 моль/л, в нейтральных [Н + ] = 10 -7 моль/л, в щелочных [Н + ] -7 моль/л.

    рН раствора. Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора часто выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину водородным показателем и обозначая ее рН:

    В кислых растворах рН 7.

    Основные классы неорганических веществ:

    а) Оксиды. Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

    Почти все химические элементы образуют оксиды . До настоящего времени еще не получены оксиды трех элементов — благородных газов гелия, неона и аргона.

    Согласно международной номенклатуре названия оксидов образуют из латинского корня названия элемента с большей относительной электроотрицательностью с окончанием -ид и русского названия элемента с меньшей относительной электроотрицательностью в родительном падеже. Если же элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается степень окисления элемента римской цифрой в скобках сразу после названия. Например, Н 2 О — оксид водорода (вода), Fe О — оксид железа (II), Fe 2 O 3 — оксид железа (III), Р 2 O 3 — оксид фосфора (III), Р 2 О 5 — оксид фосфора (V), P 4 O 6 — гексаоксид тетра-фосфора, Р 4 O 10 — декаоксид тетрафосфора, С u 2 О — оксид меди (I) или оксид димеди.

    Особую группу кислородных соединений элементов составляют пероксиды . Обычно их рассматривают как соли пероксида водорода Н 2 O 2 , проявляющего слабые кислотные свойства. У пероксидов атомы кислорода химически связаны не только с атомами других элементов, но и между собой (образуют пероксидную группу —О—О—. Например, пероксид натрия Na 2 О 2 (пероксо- — название группы —О—О—). Надо уметь правильно определять степень окисления элементов в пероксидах. Так, в пероксиде бария Ва O 2 степень окисления бария равна +2, а кислорода -1.

    По химическим свойствам оксиды делятся на три группы: основные, кислотные и амфотерные.

    Основные оксиды. Основными называются такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Nа 2 O , СаО, F еО, NiO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NаОН, Са(ОН) 2 , F е(ОН) 2 , Ni (ОН) 2 . Некоторые основные оксиды при взаимодействии с водой образуют основания:

    Другие основные оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, а соответствующие им основания получаются из солей:

    Основные оксиды образуются только металлами.

    Кислотные оксиды. Кислотными оксидами называются такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, СО 2 , P 2 O 5 , SO 2 , SO 3 — кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты H 2 CO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 SO 4 . Большинство кислотных оксидов образуют кислоты при взаимодействии с водой:

    Некоторые же кислотные оксиды с водой не взаимодействуют. Однако сами они могут быть получены из соответствующей кислоты:

    Кислотные оксиды образуются неметаллами и некоторыми металлами, проявляющими высокие степени окисления (например, оксиду Mn 2 О 7 , отвечает марганцовая кислота Н MnO 4 ).

    Амфотерные оксиды. Амфотерными называются такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, т.е. обладают двойственными свойствами. К ним относятся некоторые оксиды металлов: ZnO , А l 2 O 3 , Cr 2 O 3 и др. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются, но они реагируют и с кислотами, и с основаниями:

    При сплавлении А 2 O 3 со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются метаалюминаты (безводные алюминаты):

    Основные, кислотные и амфотерные оксиды являются солеобразующими, т.е. обладают способностью образовывать соли (при взаимодействии с кислотами или основаниями). Имеется небольшая группа оксидов, которые не проявляют ни основных, ни кислотных свойств и не образуют солей Такие оксиды называются безразличными или индифферентными. К ним, например, относятся оксид углерода ( II) СО, оксид азота ( I) N 2 O, оксид азота (II) NO и оксид кремния ( II)SiO.

    Кислоты, соли и основания в свете теории диссоциации электролитов. Определения кислот, солей и оснований с точки зрения теории диссоциации были даны С. Аррениусом.

    б) Кислоты. Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н + . В соответствии с этими определениями к кислотам относятся, например, НС l, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 2 S.

    Читайте также:  Укажите лишний объект с точки зрения письменности

    Примеры уравнений диссоциации кислот можно записать с учетом гидратации ионов:

    Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона). Соляная и азотная кислоты образуют только однозарядные кислотные остатки (С l — ,N О 3 — ); молекула серной кислоты (Н 2 SO 4 может образовать два кислотных остатка: однозарядный (Н SO 4 — ) и двухзарядный (SO 4 2- ); молекула фосфорной кислоты может дать три кислотных остатка: однозарядный, двухзарядный и трехзарядный (Н 2 РО 4 — , НРО 4 2- и РО 4 3- ).

    Различают кислородные и бескислородные кислоты. Как показывает само название, первые содержат кислород (например Н 2 SO 4 , Н NO 3 , Н 3 РО 4 ), вторые его не содержат (например, НС l, НВ r , Н I, H 2 S).

    Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ная, -вая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая.

    Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс “мета”, при наибольшем числе — префикс “орто”.

    Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием — о и прибавлением слова водородная.

    в) Основания. Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН — . В соответствии с этими определениями к основаниям относятся, например, NaOH, Са(ОН) 2 , NH 4 OH.

    Диссоциацию оснований с учетом гидратации ионов следует писать так:

    Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, NаОН — гидроксид натрия, КОН — гидроксид калия, Са(ОН) 2 — гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe (ОН) 2 — гидроксид железа (II), Fе(ОН) 3 — гидроксид железа (III).

    Помимо этих названий, для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие, в основном традиционные русские названия. Например, гидроксид натрия N аОН называют едкий натр; гидроксид калия КОН — едкое кали; гидроксид кальция Са(ОН) 2 — гашеная известь; гидроксид бария Ва(ОН) 2 — едкий барит.

    Амфотерные гидроксиды. Амфотерными называются такие гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н + , и гидроксид-ионы ОН — . Такими являются А l( ОН) 3 , Zn (ОН) 2 , С r (ОН) 3 , Ве(ОН) 2 , G е(ОН) 2 , Sn (ОН) 4 , Р b (ОН) 2 и др.

    Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей:

    В настоящее время растворение амфотерных гидроксидов в щелочных растворах обычно рассматривается как процесс образования гидроксосолей (гидроксокомплексов). Экспериментально доказано существование гидроксокомплексов многих металлов: [ Zn(OH) 4 ] 2- , [Al(OH) 4 (H 2 O) 2 ] — , [Al(OH) 6 ] 3- и т.д. Наиболее прочны гидроксокомплексы алюминия, а из них —[ Al(OH) 4 (H 2 O) 2 ] — .

    Такой подход не меняет сделанных выводов: у амфотерного гидроксида, например у А1(ОН) 3 и ему подобных, в кислой среде равновесие смещается в сторону образования солей алюминия, в щелочной — в сторону образования гидроксокомплексов. Очевидно, в водном растворе существует равновесие, которое более точно описывается уравнением :

    г) C оли. Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы :

    В соответствии с данным определением соли делятся на средние (Na 2 SO 4 ), кислые (NaHSO 4 ) и основные (Mg(OH)Cl).

    После Аррениуса было показано, что определение кислот, солей и оснований в терминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего многообразия кислотно-основных свойств веществ.

    Так, например, в рамки приведенных определений не укладываются соли NH 4 Cl и хлорид фениламмония C 6 H 5 NH 3 Cl, основание NH 3 и др.

    Уравнения диссоциации солей, с учетом гидратации ионов, следует записывать так:

    Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, т.е. реакции нейтрализации:

    Уравнение диссоциации средней соли Na 2 SO 4 можно записать так:

    Если основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации серной кислоты, то при упаривании будут выпадать кристаллы кислой соли:

    Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением:

    Анион кислой соли подвергается вторичной диссоциации как слабый электролит:

    Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

    Основные соли можно представить как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки :

    Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением

    Катион основной соли в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

    Двойные соли состоят из ионов двух разных металлов и кислотного остатка. Например, КА l(SO 4 ) 2 , (N Н 4 ) 2 Fe(SO 4 ) 2 . Диссоциацию таких солей можно выразить уравнениями:

    Двойные соли диссоциируют на ионы металлов и кислотного остатка.

    В состав комплексных солей входят сложные (комплексные) ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки), которые и отщепляются при диссоциации:

    В свою очередь сложные (комплексные) ионы в очень малой степени подвергаются дальнейшей диссоциации:

    Таким образом, комплексные соли при диссоциации сначала отщепляют комплексные ионы, которые затем подвергаются вторичной диссоциации как слабые электролиты.

    Наиболее распространены международные названия солей. Они состоят из двух слов: название аниона в именительном падеже и катиона в родительном. Число анионов и катионов, как правило, не указывается. Но если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то ее указывают в скобках римской цифрой. Например, К NO 3 — нитрат калия, FeSO 4 — сульфат железа (II), Fe 2 (SO 4 ) 3 — сульфат железа (III), Na С1 — хлорид натрия.

    Названия кислых солей образуются добавлением к аниону приставки гидро- , а если необходимо, то с соответствующими числительными: NаН SO 4 — гидросульфат натрия ; КН 2 PO 4 — дигидрофосфат калия. Названия основных солей образуют, добавляя к наименованию аниона соответствующей средней соли приставки “гидроксо” : А l (ОН) SO 4 — гидроксосульфат алюминия, А1(ОН) 2 Cl — дигидроксохлорид алюминия.

    Гидролиз солей. Реакция чистой воды является нейтральной (рН = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую (рН 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию — причиной этого является гидролиз солей .

    Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.

    Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы Н + и ОН — , но в процессе гидролиза один или оба из этих ионов могут связываться ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциированные, летучие или труднорастворимые вещества. Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:

    1. Соли сильного основания и сильной кислоты , при растворении в воде (например, NaCI, CaCl 2 , К 2 SO 4 ) не гидролизуются , и раствор соли имеет нейтральную реакцию.

    2. Соли сильного основания и слабой кислоты , например КС lO, Na 2 CO 3 , СН 3 СОО N а, NaCN, Na 2 S, К 2 SiO 3 . Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия :

    В результате реакции образовался слабый электролит — уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:

    Следовательно, раствор СН 3 СОО N а будет проявлять щелочную реакцию.

    При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например:

    или в ионной форме

    Этот процесс отражает гидролиз Na 2 S по первой ступени. Чтобы гидролиз прошел полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:

    Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза.

    3. Соли слабого основания и сильной кислоты , например А l 2 (SO 4 ) 3 , FeCl 2 , CuBr 2 , NH 4 Cl.

    Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II):

    В ионном виде этот процесс можно записать так:

    По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:

    Из приведенных реакций ясно, что в результате гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию.

    4. Соли слабого основания и слабой кислоты , например Al 2 S 3 , С r 2 S 3 , СНзСОО N Н 4 , (NH 4 )CO 3 . При растворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующие кислота и основание:

    или в ионном виде:

    Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

    Так, при гидролизе СН 3 СОО N Н 4 реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония (К = 6,3 × 10 — 5 ) больше константы диссоциации уксусной кислоты (К = 1,75 × 10 — 5 ).

    Протонные кислоты. Электролитическая диссоциация явилась основой успешного развития теории растворов и изучения процессов, протекающих в них. В этом заключается ее большое значение в химии. Однако эта теория не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, например, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы N Н 4 + и С l — ), то в жидком аммиаке он проявляет свойства кислоты, — растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте. Эти факты не согласуются с теорией электролитической диссоциации. Их объясняет протолитическая теория кислот и оснований , предложенная в 1923 г. независимо датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури. Согласно этой теории кислотами являются вещества, молекулы или ионы, отщепляющие при данной реакции протоны. Основаниями являются вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны. Как те, так и другие получили общее название протолитов .

    Реакция отщепления протона изображается уравнением:

    кислота « основание + Н +

    Кислота и основание такого процесса называется сопряженными. Это кислотно-основная пара. Например, ион H 3 О + — кислота, сопряженная основанию H 2 O, а хлорид-ион Cl — — основание, сопряженное кислоте HCI.

    Свободные протоны в растворах самостоятельно не существуют. Они переходят от кислоты к какому-либо основанию. Поэтому в растворе всегда протекают два процесса:

    кислота 1 « основание 1 + Н +

    основание 2 + Н + « кислота 2

    и равновесие между ними изображают уравнением

    кислота 1 + основание 2 « основание 1 + кислота 2

    Например, реакцию нейтрализации уксусной кислоты аммиаком можно представить так:

    Здесь уксусная кислота является кислотой (отдает протоны Н + ), аммиак — основанием (принимает протоны), ионы СН 3 СОО — играют роль основания (в этом обратимом процессе они могут принять протоны и превратиться обратно в уксусную кислоту), а ионы аммония NH 4 + играют роль кислоты (могут отдать протоны).

    Аналогично можно изобразить проявление основных свойств азотной кислоты, растворенной в жидком фтороводороде:

    Таким образом, из кислоты и основания всегда получаются новые сопряженные кислота и основание. Протолитическая теория рассматривает реакцию нейтрализации как переход протона кислоты к основанию.

    Протолитическая теория расширила круг кислот и оснований по сравнению с представлениями теории электролитической диссоциации: ими могут быть и ионы. Одно и то же вещество а зависимости от того, с чем оно реагирует, может быть или кислотой, или основанием. Теория вскрыла относительность понятий о кислотах и основаниях и показала, что продукты их взаимодействия следует рассматривать как новые кислоты и основания. Протолитическая теория является современной и более общей теорией кислот и оснований.

    Кислоты Льюиса. Еще более общее определение кислот и оснований предложил Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

    Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

    Например, фторид алюминия А lF 3 — кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

    AlF 3 + : NH 3 « [AlF 3 ] : [NH 3 ]

    Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса.

    Так, согласно определению, аммиак является основанием Льюиса в реакции

    Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями.

    Источники:
    • http://www.teslalab.ru/articles/chemistry/35/
    • http://studfiles.net/preview/2180772/page:8/
    • http://cyberpedia.su/8xb522.html
    • http://videouroki.net/razrabotki/svoystva-shchelochey-s-tochki-zreniya-ted.html
    • http://ours-nature.ru/lib/b/book/827658728/98
    • http://www.himhelp.ru/section23/section6/section41/49.html
    • http://bobych.ru/lection/himiya/uch_chem_osnteorhim08.html