1. Классификация неорганических соединений с позиции теории электролитической диссоциации

1. Классификация неорганических соединений с позиции теории электролитической диссоциации

В качестве растворителя чаще всего применяют воду, поэтому рассмотрение кислот, оснований и солей ограничим только водными растворами, для которых целиком сохраняют справедливость определения кислот и оснований, вытекающего из теории электролитической диссоциации Аррениуса.

Кислота – электролит, диссоциирующий в водных растворах с образованием катионов гидроксония и не образующий никаких других положительно заряженных ионов

НС1 + H₂O → Н₃О⁺ + С1-

Основание – электролит, при электролитической диссоциации которого образуются отрицательно заряженные ионы гидроксила и не образуется никаких других отрицательно заряженных ионов

Са (ОН)₂ → Са²⁺ + 2ОН-

Взаимодействие кислот и оснований в водных растворах есть соединение ионов гидроксония и гидроксила по уравнению:

Н₃О⁺ + ОН^- = 2Н₂О

Позднее появившиеся теории Бренстеда, Льюиса, Усановича и другие учитывают более общие свойства кислот и оснований. В основе их представлений лежит тот факт, что реакция кислоты и основания в эквивалентных количествах приводит к исчезновению кислотных свойств кислоты и щелочных свойств основания.

Продуктами взаимодействия кислот с основаниями являются соли – электролиты, для которых не характерно образование в растворе ионов гидроксония и гидроксила, а образуются ионы, отличные от Н₃О⁺ и ОН^-.
Принадлежность гидроксида к кислотам или основаниям определяется характером его электролитической диссоциации в водном растворе. Например, формулы гидроксидов бора и кальция сходны. Однако В(ОН)₃ в водном растворе диссоциирует по типу кислоты

Н ₃ВО₃3 Н⁺ + ВО₃^3-

а гидроксид кальция диссоциирует как основание

Са (ОН)₂ → Са²⁺ + 2ОН^-

Некоторые гидроксиды способны в зависимости от условий проявлять свойства и кислот и оснований и называются амфотерными. Например, гидроксид цинка в водных растворах взаимодействует со щелочами, как кислота, а с кислотами, как основание:

2 Н⁺ + ZnO₂^2- H₂ZnO₂ Zn(OH)₂ Zn²⁺ + 2OH^-

2OH^- 2Na⁺ 2Cl^- 2H⁺
2H₂O Na₂ZnO₂  ZnCl₂ 2H₂O
Оксиды, из которых получаются амфотерные гидроксиды, также обладают амфотерными свойствами, т. е. способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями:

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

В большинстве случаев металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, способны растворяться в кислотах и основаниях (так, металлический цинк растворим и кислотах и основаниях). Кислоты бывают одноосновными и многоосновными, а основания – одно- и многокислотными. Одноосновными и однокислотными называют такие электролиты, при электролитической диссоциации одной молекулы которых образуется не более 1 иона гидроксония или гидроксила (НС1, КОН и т. п.).

При электролитической диссоциации одной молекулы многокислотных оснований или многоосновных кислот может образоваться несколько ионов гидроксила или гидроксония, например Н₃ВО₃, Н₂СО₃, Са(ОН)₂, А1(ОН)₃. Ступенчатый характер процесса электролитической диссоциации и различие констант диссоциации по отдельным стадиям приводит к их последовательному взаимодействию с основаниями или кислотами:

Н ₂СО₃ + NaOH NaHCO₃ + H₂O

N aHCO₃ + NaOH Na₂CO₃ + H₂O
C u(OH)₂ + HCl CuOHCl + H₂O
C uOHCl + HCl CuCl₂ + H₂O

Соли, полученные в результате неполного замещения ионов Н+ в кислотах на катионы металла (например, NaHCO₃), называются кислыми солями. При неполном замещении ионов ОН- в основаниях на анионы кислот (например, CuOHCl) получаются основные соли. Присутствие ионов Н+ в кислых солях и ионов ОН- в основных вызывает при соответствующих условиях проявление кислотных свойств у первых из них и основных – у вторых. Например, NaHCO₃ по отношению к NaOH играет роль кислоты

N aHCO₃ + NaOH Na₂CO₃ + H₂O

CuOHCl по отношению к НС1 играет роль основания

CuOHCl + HCl → CuCl₂ + H₂O

Многие свойства растворов электролитов определяются взаимодействием ионов. Так как при этом не требуется разрушения связей в молекулах сложных веществ, то реакция между ионами должна протекать легче, чем между молекулами. Направление процессов определяется энергетическими изменениями. Процесс самопроизвольно идет только в том случае, когда в системе уменьшается свободная энергия. Например, к понижению свободной энергии приводит образование слабодиссоциирующих веществ. Таким образом, реакции в растворах электролитов будут всегда направлены в сторону образования наиболее слабого электролита, в форме которого удаляется часть ионов. Суть процесса любой реакции нейтрализации состоит в образовании слабого электролита H₂O и выражается сокращенным ионным уравнением:

H⁺ + OH^- = H₂O

Взаимодействие

CH₃COOK + HCl = KCl + CH₃COOH

становится возможным потому, что при этом образуется слабая уксусная кислота

H⁺ + CH₃COO^- = CH₃COOH

Реакции самопроизвольно протекают не только в тех случаях, когда образуются слабые электролиты, но и когда продукты реакции представляют собой труднорастворимые соединения.

Реакция

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + HCl

идет самопроизвольно в сторону образования осадка сульфата бария

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

Энергия гидратации молекул газообразных веществ значительно ниже энергии гидратации ионов. Поэтому, если в результате столкновения ионов образуется газ, сумма энергий теплового движения и гидратации понижается. Свободная энергия системы падает. При действии серной кислоты на хлорид калия выделяется газообразный хлористый водород. Реакция смещается слева направо:

KCl + H₂SO₄ = KHSO₄ + HCl↑

из-за взаимодействия ионов Н⁺ и Cl^-

H⁺ + Cl^- = HCl

Если в результате реакции обмена образуются комплексные ионы, то их энергия гидратации ниже суммарной энергии гидратации простых ионов. Донорно-акцепторные и ковалентные связи комплексного иона отличаются высокой прочностью. Поэтому свободная энергия ионов в комплексе ниже, чем до объединения. Например,

FeCl₃ + 6KCN = 3KCl + K₃[Fe(CN)₆]

или в ионной форме:

Fe³⁺ + 3Cl^- + 6K⁺ + 6CN^- = 3K⁺ + 3Cl^- + 3K⁺ + [Fe(CN)₆]^3-

и в виде сокращенного ионного уравнения

Fe³⁺ + 6CN^- = [Fe(CN)₆]^3-

2. Расчёт концентрации ионов водорода и гидроксильных групп в водном растворе

Сильные кислоты и основания. В водных растворах они диссоциируют полностью. Содержание ионов Н+ и ОН- раствора определяется просто концентрацией соединений:

1. Дана 0,1 М НС1. При таком разбавлении НС1 является сильной кислотой и [Н⁺]=С_HCL =0,1 г-ион/л, где [Н⁺] – концентрация ионов Н⁺; С_HCL – молярная концентрация кислоты.
2. Дана 0,1 М H₂SО₄, так как серная – сильная двухосновная кислота, то [Н+]=2С_кисл==0,2 г-ион/л. Приведенный пример показывает, что не только молярность, но и основность кислот и оснований сказывается на концентрации ионов Н⁺ или ОН^- . Поэтому целесообразно концентрации кислот и оснований выражать в нормальностях N их растворов.
1. Дана 0,1н НС1
[H⁺] = N_HCl = 0,1 г-ион/л
2. Дана 0,05 М H₂SО₄. Нормальность N такой кислоты определится выражением (n_н - число ионов Н⁺ в кислоте)