8. Теории кислот и оснований

8.1. Диссоциация кислот и оснований в воде

В свете теории электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, которые диссоциируют в воде на ион Н⁺ (точнее Н₃О⁺) и на анион.

Образованием ионов водорода при диссоциации кислот обусловлены их характерные свойства:

– кислый вкус;

– изменение окраски индикаторов (см. табл. 1);

– взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации);

– взаимодействие с основными оксидами;

– взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами;

– взаимодействие с металлами, находящимися в ряду напряжений до водорода, с выделением Н₂.

Максимальное число ионов водорода, образующихся из одной молекулы кислоты, определяет ее основность. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, последовательно отщепляя один ион водорода за другим, и каждая ступень диссоциации характеризуется определенной константой диссоциации. Так, для ортофосфорной кислоты Н₃РО₄ константы диссоциации каждой ступени при 25С равны: К^I = 7,11·10^–3; К^II = 6,34·10^–8; К^III = 4,4·10^–13.

Первый ион водорода отрывается от молекулы легче, последующие – все труднее, т. к. возрастает отрицательный заряд кислотного остатка. Поэтому в не очень разбавленных растворах фосфорной кислоты ионов РО₄^3– мало. Соотношение К^I > К^II… характерно и для других многоосновных кислот.

Способностью многоосновных кислот диссоциировать ступенчато объясняется их склонность к образованию кислых солей.

Сила бескислородных кислот Н_n⁺Э^–n зависит от радиуса иона элемента и его степени окисления, она увеличивается с ростом ионного радиуса и с уменьшением условного заряда иона n.

Сила кислородсодержащих кислот, формула которых имеет общий вид Э^+(2m+n)O_m(OH)_n, зависит как от природы элемента Э, так и от значений n и m. Ввиду большой электроотрицательности атома О он оттягивает электроны от связей О–Н, и поэтому сила кислот увеличивается с ростом числа атомов кислорода m и уменьшением n – числа связей О–Н. Кроме того, она растет с увеличением степени окисления элемента.

Основаниями в свете теории электролитической диссоциации называются электролиты, которые диссоциируют в воде с образованием ионов ОН^– и катионов.

Этим обусловлены их характерные свойства:

– «мылкость»;

– изменение окраски индикаторов (см. табл. 1);

– взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации);

– взаимодействие с кислотными оксидами;

– взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Максимальное количество ионов ОН^–, которое может образоваться при диссоциации 1 моль основания, называется его кислотностью. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато (например, Fe(ОН)₃).

Этим объясняется способность многокислотных оснований образовывать основные соли.

Гидроксиды многих металлов в водных растворах могут диссоциировать и по кислотному, и по основному типу. Примером может быть диссоциация гидроксида цинка:

[Zn(H₂O)₄]²⁺ + 2OH^– ⇄ Zn(OH)₂·(H₂O)₂ ⇄ [Zn(OH)₄]^2– + 2H⁺.

В кислой среде равновесие сдвигается влево, в щелочной – вправо. Это находится в соответствии с законом действующих масс. Оба процесса приводят к образованию очень слабого электролита Н₂О.

Соединения, которые в зависимости от условий проявляют как кислотные, так и основные свойства, называют амфотерными.