Силикаты определяют в виде кремниевой кислоты

Применение гидролиза

1. Необратимый гидролиз Al₂S₃, Cr₂S₃, TiS₂ приводит к образованию осадков соответствующих гидроксидов Al(OH)₃ , Cr(OH)₃, Ti(OH)₄.

2. Характерные реакции открытия катионов и анионов, например, Be, Bi, Sb. Так в результате гидролиза Bi³⁺ образуется белый осадок хлористого висмутила

BiCl₃ +2HOH ↔ Bi(OH)₂Cl+2HCl и далее

Bi(OH)_2­Cl ↔ BiOCl↓+H₂O.

SiO₃^2–+2HOH ↔ H₂SiO₃↓+2OH^–. Для усиления гидролиза добавляют кислоту и NH₄Cl и нагревают.

3. Регулирование кислотности и щелочности р-ров. (Для увеличения pH добавляют CH₃COONa, для уменьшения – NH₄Cl).

Теории кислот и оснований

Классическое понятие кислот и оснований было введено Аррениусом. Кислоты – вещества, при диссоциации (ионизации) молекул которых в воде образуются катионы водорода Н⁺ (H₂SO₄). Основания – вещества, при диссоциации молекул которых в воде образуются гидроксил анионы ОН^–(NaOH). Реакция нейтрализации сводится к образованию молекул (растворителя) воды.

С накоплением экспериментального материала было установлено, что некоторые вещества, например, соли проявляют кислотные или основные свойства, а в реакции нейтрализации не образуются молекулы растворителя. Наиболее ярко это проявляется в неводных растворителях. Например, NH₄Cl в жидком аммиаке ведет себя как кислота; мочевина в жидком аммиаке – кислота, а в безводной уксусной кислоте – основание; HNO₃ в жидком HF и безводной H₂SO₄ – основание.

В связи с этим Brönsted и Lowry предложили (1923) протолитическую теорию (теорию переноса протона) кислот и оснований: кислоты – вещества (или ионы), способные отдавать протоны (доноры протонов); основания – вещества (или ионы), способные принимать, получать протоны (акцепторы протонов). Кислоты делят на нейтральные, катионные и анионные. Каждая кислота имеет сопряженное основание и наоборот. Пару кислота-основание называют сопряженной парой.

А(кислота) ↔ Н⁺ + В(основание).

Реакция нейтрализации сводится к образованию новых кислот и основания.

А₁ + В₂ ↔ В₁ + А₂

Вещества, способные как отдавать, так и принимать протоны называются амфипротонные, например, Н₂О, NH₃. Они одновременно являются и кислотами, и основаниями.

Электронная теория кислот и оснований предложена Lewis. Кислоты – вещества (или ионы) способные принимать свободную пару электронов. Например, у атома алюминия в возбужденном состоянии электронная конфигурация:

₁₃Al[Ne] 3s¹3p² ↑↑↑ _.

3s 3p

Три гибридные sp² орбитали могут участвовать в образовании ковалентных связей, например, с атомами хлора, как в AlCl₃. Свободная 3p орбиталь может быть использована для образования ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

Основание ‑ вещества (или ионы), способные отдавать свободную пару электронов (NH₃).

Примеры кислот и оснований по различным теориям приведены в табл.5.

Таблица 5

Автор

Кислота

Основание

Arrhenius

H₂SO₄↔H⁺ + HSO₄^–

NaOH ↔OH^– + Na⁺

Brönsted, Lowry

HCl Нейтральные CH₃COOH кислоты H₂O

H₃O⁺

Катионные NH₄⁺

кислоты [Al(H₂O)₆]³⁺

Анионные HCO₃⁻

кислоты H₂PO₄⁻

↔ H⁺ + ↔ H⁺ + ↔ H⁺ +   ↔ H⁺ + ↔ H⁺ + ↔ H⁺ +   ↔ H⁺ + ↔ H⁺ +

Cl⁻ CH₃COO^– OH^–   H₂O NH₃ [Al(H₂O)₅OH]²⁺   CO₃²⁻ HPO₄²⁻

Lewis

F F B F Cl Al Cl Cl

H H N:   H

Дата добавления: 2017-01-14