Основи з погляду теорії електролітичної дисоціації
“Основи” спочатку називали речовин, які в реакціях з кислотами утворюють солі. До основ належать гідроксиди багатьох металів.
Приклади.
NaOH – натрій гідроксид
KOH – калій гідроксид
Ca(OH)2 – кальцій гідроксид
NH3*H2O – амоній гідрид
Водні розчини таких основ, як NaOH, KOH, Be(OH)2, мають лужні властивості, тому ці речовини і деякі інші називають луг.
З погляду теорії електролітичної дисоціації (є й інші погляди на те, що таке основи, кислоти, солі)
Основи – це речовини, які у водному розчині дисоціюють з утворенням аніонів одного виду – гідроксид-іонів OH–
Основа ⇄ катіон основи + OH–
Приклади.
NaOH ⇄ Na+ + OH-
Ba(OH)2 ⇄ Ba2+ + 2OH–
NH3*H2O ⇄ NH4+ + OH–
Гідроксиди металів типу NaOH і Ba(OH)2, що представляють собою іонні кристали, є сильними електролітами, а амоній гідрид (ковалентна сполука) – слабка основа.
Деякі з лугів при плавленні розпадаються на іони подібно до дисоціації у водному розчині:
KOH ⇄ K+ + OH–
Більшість основних гідроксидів розкладаються при нагріванні на оксиди і воду ще до плавлення:
Cu(OH)2 → CuO + H2O
Основи – гідроксиди металів – можуть бути отримані при взаємодії неблагородних металів з водою або основних оксидів з водою.
Приклади.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
CaO + H2O = Ca(OH)2
Оксиди металів, які подібним шляхом утворюють основи, раніше називали основні ангідриди.
Типові властивості основ за Арреніусом пов’язані з тим, що вони постачають в водний розчин гідроксид-іони OH–. На цьому засновано визначення лугів за допомогою індикаторів. Так, найпоширеніший в лабораторії індикатор – лакмус забарвлюється розчинами лугів в синій колір.
Кислоти з погляду теорії електролітичної дисоціації
Кислоти історично отримали таку назву через наявність кислого смаку водних розчинів таких речовин, як оцтова кислота, мурашина кислота, щавлева кислота.
З погляду теорії електролітичної дисоціації
Кислоти – це речовини, які у водному розчині дисоціюють з утворенням катіонів одного виду – катіонів гідрогену H+
Кислота ⇄ Катіон гідрогену + Аніон кислотного залишку
Приклади.
H2SO4 ⇄ 2H+ + SO42-
CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO–
Таким чином, характеристичною складовою частиною всіх кислот є гідроген, здатний дисоціювати у водному розчині.
Перше визначення кислот як класу неорганічних сполук дав німецьким хімік Лібіх в 1839 р .; це визначення справедливо і сьогодні:
Кислота – це гідрогенвмісна сполука, гідроген якої може бути заміщений на метал з утворенням солі
Приклад.
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2
Кислоти поділяють на оксигенвмісні кислоти (H2SO4, HNO3) і безоксигенові кислоти (HCl, H2S).
Всі кислоти є потенційними електролітами у водному розчині. Кислоти в індивідуальному стані являють собою молекулярні речовини. Під впливом полярних молекул води вони відщеплюють катіони гідрогену, які миттєво гідратуються водою і утворюють катіони оксонію H3O+, тому що прості катіони гідрогену H+, які є по суті індивідуальними протонами p+, не можуть існувати у водному розчині. Серед кислот є як сильні електроліти (H2SO4, HNO3, HCl), так і слабкі електроліти (H2CO3, H2S).
Приклади потенціальних електролітів – кислот.
Гідрогенхлорид HCl – при кімнатній температурі знаходиться в газоподібному стані. При розчиненні в воді і електролітичній дисоціації утворює кислий розчин, який називають хлоридною кислотою (при масовій частці 36% хлоридну кислоту називають соляна кислота).
Сульфатна кислота H2SO4 в безводному (100%) стані при кімнатній температурі – в’язка рідина, яка практично не містить іонів і тому не проводить електричний струм. При розчиненні кислоти у великій кількості води протікає повна електролітична дисоціація.
Оксигенвмісні кислоти можуть бути отримані взаємодією кислотних оксидів з водою.
Приклад.
CO2 + H2O = H2CO3
SO3 + H2O = H2SO4
Раніше такі оксиди неметалів називали кислотними ангідридами. Багатьом неметаллам, зважаючи на різноманіття їх ступені окиснення, можуть відповідати кілька оксигенвмісних кислот.
Наприклад для хлору відомі:
HClO4 – хлорна кислота
HClO3 – хлоратна кислота
HClO2 – хлоритна кислота
HClO – гіпохлоритна кислота
Метали, які виявляють кілька ступенів окиснення, також можуть утворювати кислотні оксиди і кислоти.
Приклад.
Манган в ступені окиснення (+II) утворює основний оксид MnO і основу Mn(OH)2, а в ступені окиснення (+VII) – кислотний оксид Mn2O7, який при взаємодії з водою дає манганову кислоту:
Mn2O7 + H2O = 2HMnO4
Як правило, будь-якому металі атоми якого знаходяться в ступені окиснення від (+V) до (+VII) відповідають кислотні оксиди і кислоти.
Багатоосновні кислоти, що містять в молекулах по два або кілька атомів гідрогену, здатних заміщатися на атоми металу, зазвичай є слабкими електролітами і дисоціюють ступінчасто, причому кожна наступна стадія дисоціації протікає в значно меншій мірі, ніж попередня.
Приклад.
H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4–
H2PO4– ⇄ H+ + HPO42-
HPO42- ⇄ H+ + PO43-
Типові властивості кислот за Арреніусом пов’язані з тим, що вони постачають в водний розчин катіони гідрогену H+ (H3O+). На цьому засновано виявлення кислот за допомогою індикаторів. Так, найпоширеніший в лабораторії індикатор – лакмус забарвлюється розчинами кислот в червоний колір.
Солі з погляду теорії електролітичної дисоціації
Солі – це речовини, які у водному розчині дисоціюють з утворенням катіонів основи і аніонів кислотного залишку
Сіль ⇄ Катіон основи + Анион кислотного залишку
Приклади.
BaCl2 ⇄ Ba2+ + 2Cl–
K2CO3 ⇄ 2K+ + CO32-
Cr2(SO4)3 ⇄ 2Cr3+ + 3SO42-
NH4NO3 ⇄ NH4+ + NO3–
Всі солі – справжні електроліти; реакції їх дисоціації проходять повністю і не є ступінчастими, на відміну від основ і кислот.
Найважливіший спосіб отримання солей – взаємодія основ з кислотами (реакція нейтралізації).
Основа + Кислота = Сіль + Вода
Приклади.
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O
Ca(OH)2 + H2CO3 = CaCO3 + 2H2O
Ca(OH)2 + 2H2CO3 = Ca(HCO3)2 + 2H2O
При змішуванні водних розчинів сильних кислот і сильних основ, що містять рівні еквівалентні кількості реагентів, кінцевий розчин солі буде нейтральним по кислотності ( “реакція нейтралізації”). Однак при протіканні реакції за участю слабких основ або слабких кислот слід враховувати гідроліз солей які утворюються, тому розчин вже не буде нейтральним, тобто pH розчинів солей утворених слабкими основами і/або слабкими кислотами НЕ дорівнює 7.
При змішуванні водних розчинів сильної основи і слабкої кислоти, причому якщо кислота взята в надлишку, утворюються кислі солі.
Типові способи отримання солей
- Основи реагують з кислотами з утворенням солі і води:
Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O
- Основні оксиди реагують з кислотами з утворенням солі і води:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
- Основи реагують з кислотними оксидами з утворенням солі і води:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
- Основні оксиди реагують з кислотними оксидами з утворенням солей:
2CaO + SiO2 = Ca2SiO3
- Амфотерні оксиди реагують з кислотами з утворенням солі і води:
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O
- Амфотерні оксиди реагують з основами з утворенням солі і води:
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
- Метали реагують з кислотами з утворенням солей:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn + 2H2SO4(конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
- Метали реагують з неметалами з утворенням солей безоксигенових кислот:
2Na + Cl2 = 2NaCl