Основания с точки зрения теории электролитической диссоциации

Название “основания” первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.

Примеры.

NaOH – гидроксид натрия

KOH – гидроксид калия

Ca(OH)₂ – гидроксид кальция

NH₃*H₂O – гидрат аммиака

Водные растворы таких оснований, как NaOH, KOH, Be(OH)₂, обладают сильнощелочными свойствами, поэтому эти вещества и некоторые другие называют щелочь.

С точки зрения теории электролитической диссоциации (есть и другие точки зрения на то, что такое основания, кислоты, соли)

Основания – это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида – гидроксид-ионов OH^–

Основание ⇄ катион основания + OH^–

Примеры.

NaOH ⇄ Na⁺ + OH-

Ba(OH)₂ ⇄ Ba²⁺ + 2OH^–

NH₃*H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^–

Гидроксиды металлов типа NaOH и Ba(OH)₂, представляющие собой ионные кристаллы, являются сильными электролитами, а гидрат аммиака (ковалентное соединение) – это слабое основание.

Некоторые из щелочей при плавлении распадаются на ионы подобно диссоциации в водном растворе:

KOH ⇄ K⁺ + OH^–

Большинство же основных гидроксидов разлагаются при нагревании на оксиды и воду еще до плавления:

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Основания – гидроксиды металлов – могут быть получены при взаимодействии неблагородных металлов с водой или основных оксидов с водой.

Примеры.

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Оксиды металлов, которые подобным путем образуют основания, раньше называли основные ангидриды.

Типичные свойства оснований по Аррениусу связаны с тем, что они поставляют в водный раствор гидроксид-ионы OH^–. На этом основано обнаружение щелочей с помощью индикаторов. Так, самый распространенный в лаборатории индикатор – лакмус окрашивается растворами щелочей в синий цвет.

Кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации

Кислоты исторически получили такое название из-за кислого вкуса водных растворов таких веществ, как уксусная кислота, муравьиная кислота, щавелевая кислота.

С точки зрения теории электролитической диссоциации

Кислоты – это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида – катионов водорода H⁺

Кислота ⇄ Катион водорода + Анион кислотного остатка

Примеры.

H₂SO₄ ⇄ 2H⁺ + SO₄^2-

CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO^–

Таким образом, характеристической составной частью всех кислот является водород, способный диссоциировать в водном растворе.

Первое определение кислот как класса неорганических соединений было дано немецким химиком Либихом в 1839 г.; это определение справедливо и сегодня:

Кислота – это водородсодержащее соединение, водород которого может быть замещен на металл с образованием соли

Пример.

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂

Кислоты делят на кислородсодержащие кислоты (H₂SO₄, HNO₃) и беcкислородные кислоты (HCl, H₂S).

Все кислоты являются потенциальными электролитами в водном растворе. Кислоты в индивидуальном состоянии представляют собой молекулярные вещества. Под воздействием полярных молекул воды они отщепляют катионы водорода, которые мгновенно гидратируются водой и образуют катионы оксония H₃O⁺, т.к. простые катионы водорода H⁺, являющиеся по существу индивидуальными протонами p+, не способны к существованию в водном растворе. Среди кислот есть как сильные электролиты (H₂SO₄, HNO₃, HCl), так и слабые электролиты (H₂CO₃, H₂S).

Примеры потенциальных электролитов – кислот.

Хлороводород HCl – газ при комнатной температуре. При растворении в воде и электролитической диссоциации образует кислый раствор, называемый хлороводородной кислотой (при массовой доле 36% эту кислоту называют соляная кислота).

Серная кислота H₂SO₄ в безводном (100%) состоянии при комнатной температуре – вязкая жидкость, которая практически не содержит ионов и поэтому не проводит электрический ток. При растворении кислоты в большом количестве воды протекает полная электролитическая диссоциация.

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой.

Пример.

CO₂ + H₂O = H₂CO₃

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Ранее такие оксиды неметаллов называли кислотными ангидридами. Многим неметаллам, ввиду многообразия их степеней окисления, отвечает несколько кислородсодержащих кислот.

Например для хлора известны:

HClO₄ – хлорная кислота

HClO₃ – хлорноватая кислота

HClO₂ – хлористая кислота

HClO – хлорноватистая кислота

Металлы, которые проявляют несколько степеней окисления, также могут образовывать кислотные оксиды и кислоты.

Пример.

Марганец в степени окисления (+II) образует основной оксид MnO и основание Mn(OH)₂, а в степени окисления (+VII) – кислотный оксид Mn₂O₇, который при взаимодействии с водой дает марганцевую кислоту:

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄

Как правило, всем металлам атомы которых находятся в степени окисления от (+V) до (+VII) отвечают 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 диссоциации протекает в значительно меньшей степени, чем предыдущая.

Пример.

H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄^–

H₂PO₄^– ⇄ H⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2- ⇄ H⁺ + PO₄^3-

Типичные свойства кислот по Аррениусу связаны с тем, что они поставляют в водный раствор катионы водорода H⁺ (H₃O⁺). 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

Соль ⇄ Катион основания + Анион кислотного остатка

Примеры.

BaCl₂ ⇄ Ba²⁺ + 2Cl^–

K₂CO₃ ⇄ 2K⁺ + CO₃^2-

Cr₂(SO₄)₃ ⇄ 2Cr³⁺ + 3SO₄^2-

NH₄NO₃ ⇄ NH₄⁺ + NO₃^–

Все соли – истинные электролиты; реакции их диссоциации проходят полностью и не являются ступенчатыми, в отличие от оснований и кислот.

Важнейший способ получения солей – взаимодействие оснований с кислотами (реакция нейтрализации).

Основание + Кислота = Соль + Вода

Примеры.

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O

Ca(OH)₂ + H₂CO₃ = CaCO₃ + 2H₂O

Ca(OH)₂ + 2H₂CO₃ = Ca(HCO₃)₂ + 2H₂O

При смешивании водных растворов сильных кислот и сильных оснований, содержащих равные эквивалентные количества реагентов, конечный раствор соли будет нейтральным по кислотности (“реакция нейтрализации”). Однако при протекании реакции с участием слабых оснований или слабых кислот следует учитывать гидролиз образующихся солей, поэтому раствор уже не будет нейтральным, т.е. pH растворов солей образованных слабыми основаниями и/или слабыми кислотами не равен 7.

При смешивании водных растворов сильного основания и слабой кислоты, причем если кислота взята в избытке, образуются так называемые кислые соли.

Типичные способы получения солей

1. Основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды:

Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

2. Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

3. Основания реагируют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

4. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:

2CaO + SiO₂ = Ca₂SiO₃

5. Амфотерные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды:

ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

6. Амфотерные оксиды реагируют с основаниями с образованием соли и воды:

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]

7. Металлы реагируют с кислотами с образованием солей:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

Zn + 2H₂SO₄(конц.) = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

8. Металлы реагируют с неметаллами с образованием солей бескислородных кислот:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

---