27. Основания, кислоты и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Основываясь на теории электролитической диссоциации можно дать определения важнейшим классам неорганических соединений

Кислота – соединение, образующее пи диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н⁺.

Свойства кислот

а) взаимодействие с основаниями с образованием солей;

б) взаимодействие с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) изменение цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

г) кислый вкус.

Любая кислота при диссоциации дает выделение водорода. Поэтому все свойства, объясняются присутствием гидратированных ионов водорода. Именно они дают красную окраску лакмусовой бумажки.

H₂SO₃ ⇆ 2H⁺ + SO₃^2-, CH₃COOH ⇆ H⁺ = CH₃COO^-.

Основания – соединения, образующие при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН^-.

Свойства оснований.

а) взаимодействие с кислотами с образованием солей;

б) изменение цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

в) «мыльный» вкус.

КOH ⇆ К⁺+ OH^- , Сa(OH)₂ ⇆ Сa²⁺+ 2OH^-, NH₃·H₂O ⇆ NH₄⁺+ OH^-.

Соли – соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательные ионы кислотных остатков.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы.

Например:

В соответствии с этим делят:

• Средние соли (Na2CO3);

• Кислые соли (NaHCO3);

• Основные соли (Ca(OH)Cl).

28. Диссоциация воды. Константа диссоциации, ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.

Вода - слабый электролит - диссоциирует, образуя ионы H+ и OH-. Эти ионы гидратированы, то есть, соединены с несколькими молекулами воды, но для простоты мы записывали их в негидратированной форме

H2O = H+ + OH−

Запишем выражение для константы равновесия, опираясь на закон действия масс:

K = [H+]•[OH—]/[H2O]

Концентрацию воды, принято исключать из данного выражения, вследствие ее практически постоянного значения в разбавленных растворах. Получаем новую константу равновесия KН2О, которая называется ионным произведением воды:

KН2О = [H+]•[OH—]

При температуре 25ºС KН2О = 1•10-14 и остается постоянным в водных растворах кислот, щелочей, солей или других соединений.

KН2О = [H+]•[OH—] = 1•10-14

При повышении температуры ионное произведение воды сильно возрастает.

Полученное выражение применимо не только к чистой воде, но и к растворам.

Если осуществляется условие [H+] = [OH—], то раствор называется нейтральным, но обычно эти величины не совпадают, тогда при увеличении одного показателя, другой должен уменьшаться, так, чтобы их произведение оставалось постоянным (1•10-14).

Кислотно-основные свойства растворов определяются величиной концентрации ионов водорода или гидроксила. Мы уже знаем, что ионное произведение воды при определенной температуре постоянно, а [H+] и [OH—] — переменные, то по их величинам можно говорить о кислотности или щелочности раствора. При нейтральном характере раствора, т.е. [H+] = [OH—], получаем следующее:

[H+] = [OH—] = (KН2О)1/2 = (1•10-14)*1/2 = 10-7 М

Соотношение между количеством ионов [H+] и [OH-] определяет характер среды:

[H+] =10-7= [OH-] - нейтральная среда

[H+] >10-7> [OH-] - кислая среда

[H+] <10-7< [OH-] - щелочная среда.

Водородный показатель рН - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода рН = - lg[H+].

Аналогично рOН = - lg[OH-].

Логарифмируя ионное произведение воды, получаем pH + pOH = 14.

Примеры.

Если [H+] = 10-2M, то рН = 2, а [ОH-]= 10-12M.

Если [ОH-] = 10-4M, то [H+]= 10-10M, а рН = 10.

Если рН = 8, то [H+]= 10-8M, а [ОH-] = 10-6M

Если рОН = 5, то рН = 9, а [H+]= 10-9M.

Индика́тор (лат. indicator — указатель) — соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе при титровании, или быстро определить pH, еН и др. параметры.

Виды индикаторов

• Кислотно-основные индикаторы

• Редокс-индикаторы, Ох- и Red-формы которых имеют различный цвет

• Металлоиндикаторы

• Адсорбционные индикаторы

Индикаторы - химические вещества, изменяющие окраску или образующие осадок при изменении концентрации какого-либо компонента в растворе. Различают индикаторы обратимые и необратимые. Изменение окраски первых при изменении состояния системы может быть повторено многократно. Необратимые индикаторы подвергаются необратимым химическим превращениям. Индикаторы применяют чаще всего для установления конца какой-либо химической реакции, главным образом конечной точки титрования.

Название индикатора	Цвет индикатора в различных средах
	в кислой	в нейтральной	в щелочной
Метиловый оранжевый	Красный(pH<3,1 )	Оранжевый (3,1<pH<4,4)	Желтый (ph>4,4)
Метиловый красный	Красный (pH<4,2)	Оранжевый (4,2<ph<6,3)	Желтый (pH>6,3 )
Фенолофталеин	Бесцветный (pH<8)	Бледно-малиновый (8<pH<9,8)	Малиновый (pH>9,8)
Лакмус	Красный (pH<5)	Фиолетовый (5<pH<8)	Синий (pH>8)

КИСЛOТНО-ОСНOВНОЕ ТИТРОВАНИЕ , метод определения оснований и к-т при их нейтрализации р-ром соотв. к-ты или основания.