1. Классификация неорганических соединений с позиции теории электролитической диссоциации.

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

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.

Рисунок 21. Структура кристаллической решетки льда (а) и тетра-эдрический элемент структуры (б)

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 ₃ВО₃ 3Н⁺ + 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-