Основания

Гидроксид калия	KOH	0,89	89
Гидроксид натрия	NaOH	0,84	84
Гидроксид бария	Ba(OH)2	0,77	77
Гидроксид алюминия	Al(OH)3	0,013	1,3
Гидроксид аммония	NH4OH	0,013	1,3
Соли
Хлорид калия	KCl	0,86	86
Хлорид натрия	NaCl	0,84	84
Хлорид аммония	NH4Cl	0,85	85
Сульфат магния	MgSO4	0,45	45

* Данные для двух- и трех- основных кислот относятся к первой ступени диссоциации кислот

В очень слабых растворах сильных электролитов взаимодействие ионных полей практически не ощущается. Если пользоваться значениями активности ионов, то можно и дя силъных электролитов записать выражение K_дис, подставив вместо концентраци ионов, их активность.

§ 6 Ионные реакции.

Электролиты диссоциируют на ионы. Ион – это комплексная оценка частицы, несущей положительный или отрицательный, заряд обусловленный числом электронов. Ион – не атом. Здесь мы вновь сталкиваемся с проявлением закона перехода количества в качество. Так, у атома Na обращается 11 электронов вокруг ядра, а у иона Na⁺- всего на один электрон меньше. Свойства же их резко отличаются. Вспомните, как металл Na реагирует с водой; бурно, с выделением водорода, а в растворе образуется щелочь. И сравните, как спокойно «плавают» в воде ионы натрия при растворении всем известной поваренной соли, хлорида натрия. Сравните, свойства металлической меди ( красный ковкий металл) и ионов меди в голубых растворах её солей. Свойства электролитов обусловлены свойствами ионов.

Известно, что кислоты имеют ряд общих свойств: кислый вкус, идентичное действие на индикаторы, могут взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода или взаимодействовать с основаниями с образованием солей ( реакция нейтрализации). Чем обусловлены эти общие свойства? Обратимся ещё раз к таблице 10. При диссоциации всех кислот в растворе всегда образуются ионы водорода. Ионы кислотных остатков – разные. Следовательно, ответственными за общие свойства кислот являются ионы водорода. И действительно, стоит только их устранить, например, при реакции нейтрализации, как эти свойства исчезают. Поэтому с позиций электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, диссоциирующие в растворе с образованием ионов водорода.

Практически в растворе ион водорода не является «голым» протоном, он гидратирован и существует в виде иона гидроксония H₃O⁺, которые обычно не записывают в уравнение диссоциации. Как видно из таблицы, многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем наиболее сильно по первой ступени. Со способностью многоосновных кислот ступеньчато диссоциировать связано образование кислых солей.

Вспомним общие свойства растворов оснований (гидрооксидов, например, KOH, Ca(OH): «мыльность» на вкус и на ощупь, идентичное действие на индикаторы, взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации). Общим у них является наличие иона гидроксила ОН^–., а катионы – разные. Следовательно, носителем общих свойств гидрооксидов являются ионы гидроксила. Поэтому с позиций электролитической диссоциации основаниями (гидрооксидами) называются электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением ионов гидроксила. Как видно, отщепление гидроксильных ионов у гидрооксидов многовалентных металлов идет ступенчато, и каждой ступени также соотвествует своя К_дис, являющаяся показателем силы основания. Ступенчатая диссоциация обусловливает образование основных солей. Однако существует немало сложных веществ, которые обладают одновременно свойствами основания и кислоты.

Так, например, гидрооксиды цинка, хрома, алюминия и др. реагируют не только с кислотами, но и с основаниями. И в том и в другом случае образуется соль и вода:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

Zn(OH)₂ + NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

Zn²⁺+ 2OH^– 2H+ ZnO

Таким образом, гидрооксид цинка обладает двойственностью (т.е. амфотерностью): в I реакции он является основанием, во П - кислотой. Объяснить данный факт прочностью связи. В амфотерном электролите прочность связи между металлом и кислородом, с одной стороны, и между кислородом и водородом, с другой стороны, отличаются незначительно. Поэтому, они могут диссоциировать двояко, по двум местам:

R⁺ + OH^– ↔ R¦O¦H ↔ RO^– + H⁺

Следовательно, с позиций электролитической диссоциации, амфотерными называются электролиты, способные диссоциировать в водном растворе с отщеплением как иона водорода, так и иона гидроксила.В растворах амфотерных электролитов устанавливаются ещё более сложные равновесия, поскольку в нем участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания.

Следует заметить, что те определения, которые мы дали основаниям и кислотам с позиций электролитической диссоциации не являются всеобщими. Реакции между кислотами и основаниями могут идти и в безводном состоянии. (Например, хлористый водород реагирует и с безводной щёлочью). Есть вещества, обладающие свойствами оснований, но не имеющие в своем составе гидроксильных групп (например, аммиак peaгирует с хлористым водородом, образуя соли аммоний (NH₃ + HCl = NH₄Cl).

Следовательно, теория электролитической диссоциации не может быть применима ко всем реакциям с участием кислот и оснований. Она не в состоянии объяснить сути реакций, протекающих в условиях, исключающих диссоциацию, например, в безводных средах. В связи с этим возникла необходимость в более общем подходе к определению понятий кислоты и основания. Наибольшее признание из современных теорий кислот и оснований находит протонная теория, появившаяся ещё в 20-е годы 20в.Согласно протонной теории кислота является донором протона, т.е. молекулы или иона, способны отдать протон, (ион водорода). А основание - акцептор протона, т.е. молекула или ион способные присоединить протон.

Соотношения между основанием и кислотой выражаются такой схемой: основание + протон↔кислота. Связанные такой схемой основание и кислота называются сопряженными

NH₃ + H₂O ↔ OH^–

Из этой схемы вытекает , что ион -основание, сопряженное кислоте H₂O (1).

Согласно протонной теории, одно и то же вещество может быть кислотой или основанием, в зависимости от того, с каким веществом оно реагирует. Например, сравним:

СН₃СООН + Н₂О ↔ .(2)

В I реакции вода выступает в роли кислоты и отдаёт протон. Во II – в роли основания, принимает протон. Определяющим фактором здесь является прочность связи. Из смеси веществ основанием будет то, которое прочнее удерживает водород. В I реакции сильнее удерживает его молекула NH₄OH, во второй – молекула воды.

Протонная теория является более общей, она применима к водным и безводным реакциям, кислот и оснований.

При диссоциации солей не образуются такие ионы, которые были бы общими для всех солей. Поэтому и свойства их разнообразнее (Однако есть общие реакции для групп солей характерные для общих составных частей этих солей – ионов). Средние и кислые соли при диссоциации отщепляют катион металла и анион кислотного остатка.

NaHCO₃ ↔ Na⁺ +

↔ H⁺ +

В свою очередь, сложный анион может далее диссоциировать, т.е. в растворе кислой соли существуют ещё и продукты диссоциации анионов. При диссоциации основных солей отщепляются анионы кислоты и сложные катионы – продукты неполной диссоциации оснований:

В свою очередь сложный катион может диссоциировать далее.

MgOHCl ↔ MgOH⁺ + Cl^–

MgOH⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^–

Свойства электролитов в водных растворах и реакции, идущие в растворах электролитов, это реакции в основном между ионами. Запись этих реакций осуществляется с помощью ионных уравнений.

Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения, подчеркивая тот факт, что в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

Согласно теории диссоциации при реакциях в растворах электролитов возможны два варианта:

1. Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и польностью диссоциирующие на ионы.

2. Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).

Например, рассмотрим две реакции:

Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O

K₂CO₃ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

Молекула воды записывается здесь в недиссоциированной форме по тому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы СО₂ плохо растворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений сокращают и оба уравнения преобразуют в одно сокращенное ионное уравнение взаимодействия карбонатов с кислотами:

Очевидно, что при взаимодействии карбонатов с любой кислотой реакция будет описываться таким же уравнением. Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его юольшач практическая ценность – именно поэтому широко используются качественные реакции на различные ионы.

Так, например, используя ионы серебра Ag⁺, можно обнаружить в растворе ионы галогенов, и наоборот.

Вышеизложенное позволяет сформулировать правило , которым руководствуются при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.

Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

Произведение растворимости. Растворимость твердых электролитов в воде весьма различна и во многих случаях концентрация насыщенного раствора электролита, т.е. раствора, находящегося в равновесии с твердым электролитом, невелика. При растворении твердого электролита в раствор переходят не молекулы, а ионы; следовательно, и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердым электролитом и перешедшими в раствор ионами. Например, между насыщенным раствором и твердым хлоридом серебра устанавливается равновесие:

AgCl ↔ Ag⁺ + Cl⁻

Константа этого равновесия выражается равенством:

Концентрация твердого хлорида серебра является постоянной величиной. Поэтому при определенной температуре и произведение концентраций ионов серебра и хлорид-ионов будет величиной постоянной. В равной мере это относится и к ионам других электролитов. Это произведение концентраций ионов в насыщенном растворе электролита называется произведением растворимости и обозначается ПР. Таким образом, произведение растворимости любого малорастворимого электролита при данной температуре является постоянной величиной. Значения произведения растворимости некоторых электролитов в воде приведены в таблице 12.

Очевидно, что согласно принципу Ле Шателье изменение концентрации одного из ионов в насыщенном растворе электролита должно автоматически вызывать изменение концентрации другого. Так, например, увеличение в насыщенном растворе хлорида серебра концентрации хлорид-иона (допустим, добавлением концентрированного раствора хлорида натрия) вызывает соответственное уменьшение концентрации ионов серебра, а увеличение концентрации ионов серебра (добавлением раствора нитрата серебра) – соответственное уменьшение концентрации хлорид-ионов. Таким образом, правилом произведения растворимости позволяет регулировать содержание ионов в растворе. Зная произведение растворимости, можно регулировать образование или растворение осадков при химических реакциях.