З позицій теорії електролітичної дисоціації

ВЛАСТИВОСТІ КИСЛОТ, ОСНОВ І СОЛЕЙ

Кожний клас сполук має власні загальні властивості, зумовлені наявністю деякої спільної ознаки. Для кислот цією ознакою є йони гідрогену, які входять до їх складу.

Кислоти – це електроліти, що при дисоціації у якості позитивно зарядженого йона утворюють виключно катіони гідрогену Н⁺.

Кількість йонів гідрогену, що утворюються при дисоціації однієї молекули, визначає основність кислот. Так, HCl, HNO₃, CH₃COOH – одноосновні кислоти, Н₂S, H₂SO₄, H₂CO₃ – двохосновні, Н₃РО₄, Н₃AsO₄ – триосновні. Кислоти з більшою основністю зустрічаються рідко.

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, наприклад, арсенатна кислота:

I ступінь: H₃AsO₄ Û H⁺ + H₂AsO₄^–,

II ступінь: Н₂AsO₄^– Û H⁺ + HАsO₄^2–,

IІІ ступінь: HAsO₄^2– Û H⁺ + AsO₄^3–.

В розглянутому прикладі не тільки молекула Н₃AsО₄ є кислотою, але й утворені внаслідок її дисоціації аніони Н₂AsО₄^– і НAsO₄^2– належать до кислот, оскільки при їх дисоціації теж вивільняються йони Н⁺, що є головною ознакою класу кислот. З позицій теорії електролітичної дисоціації кислоти – це не тільки нейтральні молекули кислоти, але й негативно заряджені аніони, які спроможні дисоціювати з утворенням катіона Н⁺.

У сильних кислот, які піддаються повній дисоціації, кислотні властивості виявляються більшою мірою, у слабких – меншою. Силу кислоти можна визначити за її константою дисоціації: якщо К_дис > 10^–2, кислоту відносять до сильних, якщо К_дис < 10^–4 – до слабких. Ті кислоти, константи дисоціації яких лежать у межах 10^–2–10^–4, називають кислотами середньої сили.

Завдяки наявності йонів Н⁺ (точніше, гідратованих йонів у вигляді катіона гідроксонію Н₃О⁺), у водних розчинах усі кислоти виявляють спільні властивості:

· здатність реагувати з основами, тобто вступати у реакція нейтралізації, сутність яких виражається скороченою схемою: Н⁺ + ОН^–àH₂O;

· взаємодія з металами, розташованими в електрохімічному ряді напруг до водню, внаслідок чого в результаті реакції виділяється водень Н₂;

· кислий смак;

· змінення забарвлення індикатору (рис. 6.7), наприклад, забарвлення нейтрального лакмусу у червоний колір.

Рисунок 6.7 – Змінення забарвлення деяких індикаторів у розчинах кислот і лугів

Основи – це електроліти, що при дисоціації у якості негативно заряджених йонів утворюють виключно гідроксид-аніони.

Сила основ також характеризується величиною константи дисоціації: чим вище значення К_дис, тим основа сильніша.

Розчинні у воді основи називаються луги. До них належать гідроксиди лужних (Li, Na, K, Rb, Cs) і лужноземельних металів (Са, Sr, Ва), а також хоч і слабка, але розчинна основа NH₄OH.

Кількість гідроксильних груп, що входять до складу основи, визначає кислотність основ. Так, КОН – однокислотна основа, Fe(OH)₂ – двохкислотна.

Багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто:

І ступінь: Fe(OH)₃ Û Fe(OH)₂⁺ + OH^–,

ІІ ступінь: Fe(OH)₂⁺ Û FeOH²⁺ + OH^–,

ІІІ ступінь: FeOH²⁺ Û Fe³⁺ + OH^–.

Гідроксильні групи надають основам певних спільних властивостей:

· здатність взаємодіяти з кислотами (реакція нейтралізації);

· відчуття милкості під час дотику;

· змінення забарвлення індикатору (рис. 6.7), наприклад, нейтрального лакмусу – у синій колір, фенолфталеїну – у малиновий.

Особливе місце посідають амфотерні гідроксиди (або амфоліти) (рис. 6.8).

Амфотерні гідроксиди (амфоліти) – це слабкі електроліти, здатні залежно від умов виявляти властивості кислот або основ, тобто дисоціювати з утворенням катіонів Н⁺ чи аніонов ОН^–:

хН⁺ + МеО_х^х– Û Ме(ОН)_х Û Ме^х+ + хОН^–.

Рисунок 6.8 – Амфотерні основи

Наприклад, у випадку амфотерного цинк гідроксиду дисоціація у водних розчинах може відбуватися по типу кислоти з утворенням гідроксокомплексів чи по типу основи з утворенням аквакомплексів:

2Н⁺ + [Zn(ОH)₄]^2– Û Zn(ОН)₂ + 2H₂O Û [Zn(H₂O)₂]²⁺ + 2ОН^–,

або у спрощеному вигляді:

2Н⁺ + ZnО₂^2– Û Zn(ОН)₂ Û Zn²⁺ + 2ОН^–,

Отже, у розчині амфотерного електроліту встановлюється складна рівновага, в якій беруть участь продукти дисоціації як по типу кислоти, так і по типу основи. Як приклад амфотерних гідроксидів можна навести такі основи: Bе(ОН)₂, Al(ОН)₃, Cr(ОН)₃, Pb(ОН)₂, Pb(ОН)₄ тощо.

Солі – це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів (або катіон амонію NH₄⁺) і аніони кислотних залишків.

Проте, треба мати на увазі, що це визначення стосується тільки середніх солей, наприклад:

Na₃PO₄ à 3Na⁺ + PO₄^3–.

Необхідно пам'ятати, що в рівняннях електролітичної дисоціації середніх солей, більшість яких належить до сильних електролітів і піддається повній дисоціації, замість знака оборотності (Û) записують стрілку (à).

При ступінчастій дисоціації кислі солі (які є продуктами неповного заміщення йонів Н⁺ у багатоосновній кислоті на метал), утворюють, крім катіонів металу, і йони гідрогену:

І ступінь: KHSO₃ à K⁺ + HSO₃^–,

ІІ ступінь: HSO₃^– Û H⁺ + SO₃^2–.

Основні солі (продукти неповного заміщення груп ОН^– у багатокислотній основі на кислотний залишок) теж дисоціюють ступінчасто і утворюють не тільки аніони кислотних залишків, але й гідроксид-аніони:

I ступінь: СаОНCl à CаOH⁺ + Cl^–,

ІI ступінь: СаОН⁺ Û Cа²⁺ + ОН^–.

Комплексні солі при дисоціації дають комплексний йон (первинна дисоціація), який у свою чергу дуже незначною мірою піддається вторинній дисоціації:

первинна дисоціація: К₃[Fe(CN)₆] à 3K⁺ + [Fe(CN)₆]^3–,

вторинна дисоціація: [Fe(CN)₆]^3– Û Fe³⁺ + 6CN^–.

Дата добавления: 2014-01-04