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+ + SO42-

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+ + HPO42-

HPO42- ⇄ H+ + PO43-

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+ + CO32-

Cr2(SO4)3 ⇄ 2Cr3+ + 3SO42-

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

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

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

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

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

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

2CaO + SiO2 = Ca2SiO3

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

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O

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

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

  1. Металлы реагируют с кислотами с образованием солей:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

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

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

2Na + Cl2 = 2NaCl