Основания, кислоты и соли в свете теории электролитической диссоциации

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка.

Следует различать кислородсодержащие кислоты типа H₂SO₄, HNO₃ и бескислородные кислоты типа HCl, H₂S.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

кислота ® ион водорода + анион кислотного остатка

К кислотам - сильным электролитам относят H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI и др. В водном растворе они полностью распадаются на ионы.

Например,

HNO₃ ® H⁺ +

Двухосновная H₂SO₄ диссоциирует ступенчато, причем первый ион H⁺ отрывается от молекулы легче, чем второй. Вторая ступень диссоциации является обратимым процессом и характеризуется значением константы диссоциации:

H₂SO₄ ® H⁺ + 1 ступень

«H⁺ + 2 ступень

= 10^-2

К кислотам - слабым электролитам относят HF, H₂CO₃, HCN, H₂S, CH₃COOH и др. В водном растворе они частично распадаются на ионы.

Например,

HF «H⁺ + F^-

= 6,6×10^-4

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждую ступень характеризуют своим значением константы диссоциации, например:

H₂SO₃ «H⁺ + = 2×10^-2

«H⁺ + = 6×10^-9

Первый ион водорода H⁺ отрывается от молекулы легче, чем последующие от положительно заряженных анионов, поэтому >> .

В связи со ступенчатой диссоциацией многоосновные кислоты способны образовывать кислые соли, NaHSO₄, NaHCO₃, K₂HPO₄ и т.д.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов OH^- и катионов металла.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

основание ® гидроксид-ион + катион металла

Сильные основания (щелочи) в водном растворе практически полностью распадаются на ионы, например:

KOH ® OH^- + K⁺

Ba(OH)₂ ® OH^- + BaOH⁺

BaOH⁺ ® OH^- + Ba²⁺

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Pb(OH)₂ ® OH^- + PbOH⁺, 1 ступень = 9,55×10^-4

PbOH⁺ «OH^- + Pb²⁺ 2 ступень = 3,00×10^-8

т.е. >

Этим объясняют способность многокислотных оснований образовывать основные соли: CuOHCl, (ZnOH)₂SO₄ и др.

С точки зрения теории электролитической диссоциации амфотерные гидроксиды (амфолиты) - это вещества, диссоциирующие в водном растворе как по типу кислот, так и по типу оснований. К ним относят Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃, и др. Например, уравнения электролитической диссоциации Be(OH)₂:

1) диссоциация по типу основания:

Be(OH)₂ + 3H₂O «OH^- + [BeOH(H₂O)₃]

[BeOH(H₂O)₃] + H₂O «OH^- + [Be(H₂O)₄]

2) диссоциация по типу кислоты:

Be(OH)₂ + 2H₂O «H⁺ + [Be(OH)₃H₂O]

[Be(OH)₂H₂O] «H⁺ + [Be(OH)₃]

Дата добавления: 2015-07-11