Если полярности связей Э-О и О-Н близки, то диссоциация гидроксида ЭОН может протекать как по типу основания, так и по типу кислоты, т.е. гидроксид является амфотерным.

В периодах с увеличением заряда ядер элементов радиусы ионов уменьшаются, а максимальная степень окисления в соединениях типа ЭО_m(ОН)_n возрастает от 1 до 7. В связи с этим уменьшается полярность и увеличивается прочность связи Э-О, т.е. основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные возрастают.

Так, в ряду

NaOH - Mg(OH)₂ - Al(OH)₃ - H₂SiO₃ - H₃PO₄ - H₂SO₄ - HClO₄

NaOH - сильное основание, Al(OH)₃ - амфолит, H₂SiO₃ - слабая кислота, HClO₄ - сильная кислота.

В главных подгруппах с увеличением заряда ядер элементов радиусы ионов увеличиваются, а максимальная степень окисления постоянна. В связи с этим увеличивается полярность и уменьшается прочность связи Э-О, т.е. сверху вниз основные свойства увеличиваются, а кислотные убывают. Это хорошо видно на примере гидроксидов элементов IIА группы: Be(OH)₂ - амфолит, Mg(OH)₂ - основание средней силы, Ba(OH)₂ - сильное основание.

Если элемент образует гидроксиды в различных степенях окисления, то в соединениях элементов с низшими степенями окисления более выражены основные свойства, а в соединениях с высшими степенями окисления преобладают кислотные свойства, например:

Объясняется это тем, что для одного и того же элемента с увеличением степени окисления его электроотрицательность растет, а радиус иона уменьшается, что приводит к уменьшению полярности и увеличению прочности связи Э-О и, следовательно, ослаблению основных свойств гидроксида.

Следовательно, с возрастанием степени окисления и уменьшением ионного радиуса у кислородсодержащих гидроксидов преобладает кислотный тип диссоциации. Наоборот, с уменьшением степени окисления и увеличением ионного радиуса центрального иона преобладает основный тип диссоциации.

В бескислородных кислотах (образуют элементы VIА - VIIА групп) полярность связи Э-Н возрастает при переходе от элементов VIА группы к элементам VIIА группы и уменьшается в пределах каждой группы сверху вниз. Однако, в этом же направлении, соответственно, увеличивается и уменьшается прочность связи. Поэтому сила кислот возрастает в ряду HF - HCl - HBr - HI, несмотря на то, что полярность связи в этом направлении уменьшается.

С точки зрения теории электролитической диссоциации соли - это вещества, диссоциирующие в водном растворе на катион металла и анион кислотного остатка. Соли, как правило, являются сильными электролитами (исключение составляют ZnCl₂, Fe(CNS)₃, HgCl₂, Mg(CN)₂, и др.) и в водных растворах полностью распадаются на ионы:

Al₂(SO₄)₃ ® 2Al³⁺ + 3 .

При этом, в отличие от средних солей, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:

а) Na₂HPO₄ ® 2Na⁺ + 1 ступень

«H⁺ + 2 ступень

б) CuOHCl ® CuOH⁺ + Cl^- 1 ступень

CuOH⁺ «Cu²⁺ + OH^- 2 ступень

Следует иметь в виду, что определения Аррениуса справедливы только для водных растворов электролитов.

Дата добавления: 2015-07-11