5. Іонно - молекулярні реакції

При нейтралізації будь-якої сильної кислоти будь-якою сильною основою на кожний моль води, що при цьому утворюється, виділяється близько 57,6 кДж теплоти:

НСІ +NаОН = NаСІ + Н₂О; Н = 57,53 кДж

НNО₃ + КОН = КNО₃ + Н₂О; Н = 57,61 кДж

Це свідчить про те, що всі подібні реакції зводяться до одного процесу  процесу утворення води:

Н⁺ + ОН^–  Н₂О.

Взагалі реакція утворення води з іонів оборотна, але вода – дуже слабкий електроліт, тому рівновага цієї реакції зміщена у бік утворення молекул і реакція нейтралізації відбувається до кінця.

Розглянемо ще один приклад:

AgNO₃ + HCl  AgCl + HNO₃;

Ag₂SO₄ + CuCl₂  2AgCl + CuSO₄.

Обидва ці процеси також зводяться до процесу утворення осаду аргентум хлориду:

Ag⁺ + Cl^–  AgCl.

У наведених прикладах процеси зводились до утворення або малодисоцийованої речовини, або до утворення осаду. Взагалі, будь-які реакції між іонами відбуваються тоді, коли внаслідок їх взаємодії утворюється малорозчинна, летка сполука, слабкий електроліт, або комплексна сполука.

2НСІ + К₂СО₃  КСІ + СО₂ + Н₂О;

2Н⁺ + СО₃^2–  СО₂ + Н₂О;

Ni(NO₃)₂ + 6NH₃  [Ni(NH₃)₆](NO₃)₂;

Ni ²⁺ + 6NH₃  [Ni(NH₃)₆]²⁺.

Приклад 2. Записати рівняння утворення осаду купрум (ІІ) гідроксиду при взаємодії купрум сульфату з натрій гідроксидом у іонному та молекулярному виді.

Розвязання:

Молекулярне рівняння: CuSO₄ + NaOH  Cu(OH)₂ + Na₂SO₄;

повне іонне рівняння: Cu⁺² + SO₄^2– + Na⁺ + 2OH^–  Cu(OH)₂ + 2Na⁺ + SO₄^2–;

коротке іонне рівння: Cu⁺² + 2OH^–  Cu(OH)₂ .

6. Теорії кислот і основ

1. Теорія електролітичної досоціації С. Ареніуса (1887) була першою обгрунтованою теорією розчинів. Згідно з нею, кислотами є речовини, у водних розчинах яких присутні іони Н⁺, що виникають при дисоціації кислоти. Всі загальні властивості кислот – кислий смак, дія на метали, індикатори, тощо, по суті є властивостями іонів водню. Основами є речовини, у водних розчинах яких присутні іони ОН^–. Кислотно-основна взаємодія обовязково відбувається за реакцією нейтралізації Н⁺ + ОН^– Н₂О. Ця теорія повністю підтвердилась для речовин, які реагують у водних розчинах.

Вивчення процесів, які відбуваються без участі розчинника (води), або у неводних розчинниках (наприклад, рідкий амоніак) дозволили створити ряд нових сучасних теорій кислот і основ.

2. Протонна теорія кислот і основ (Бренстед і Лоурі, 1923). Протон – це унікальна частина. Він приблизно у 10000 разів менше інших іонів, має виключну рухливість, здатність глибоко проникати у електронну оболонку інших атомів і іонів, утворювати водневі зв’язки. Ці обставини сприяли появленню протонної теорії.

Згідно з нею, кислотою є будь-яка частина (молекула або іон) яка віддає протон. Основою є будь-яка частина, яка приєднує протон. Кислоти і основи можуть бути трьох типів:

1. нейтральні молекули – типові кислоти НСІ, H₂SO₄, т.і. та типові основи NaOH, KOH;

2. аніонні кислоти і основи:

HSO₄^–  H⁺ + SO₄^2–, HPO₄^2–  H⁺ + PO₄^3–;

Cl^– + H⁺  HCl, OH^– + H⁺  H₂O.

3. катіонні кислоти і основи:

NH₄⁺  NH₃ + H⁺, H₃O⁺  H₂O + H⁺;

NH₃ + H⁺  NH₄⁺, H₂O + H⁺  H₃O⁺.

Будь-яка реакція відщеплення протона, згідно з цією теорією, виражається схемою:

кислота  основа + Н⁺.

Кислота і основа, які беруть участь у даному процесі називаються супряженими. Наприклад, H₃O⁺, HSO₄^–  кислоти, їм супряжені основи H₂O та SO₄^2–. Протонна теорія пояснює основний характер органічних сполук  амінів, етерів, кетонів та ін.

В цій теорії розчинники розділяються на протолітичні і апротонні. Протолітічні розчинники в результаті власної дисоціації утворюють протони:

Н₂О  Н⁺ + ОН^–;

СН₃СООН  СН₃СОО^– + Н⁺.

Апротонні розчинники – це інертні розчинники – бензен, толуен, дихлоретан. Вони не утворюють протони.

Сила кислот і основ залежіть від природи сполуки, тобто від взаємного впливу атомів і груп атомів в молекулі. Сила кислот залежіть також від розчинника. Наприклад, у воді НСІ –сильна кислота, у бензолі – дуже слабка. Це пояснюється тим, що вода іонізує молекули хлороводню і сприяє дисоціації.

Сила кислот характеризується їх константою дисоціації (іноді використовують логарифм константи з протилежним знаком). Наприклад,

К_дис(СН₃СООН) = 10^–5, К_А = lg(10^–5) = 5;

К_дис(NH₄OH) = 10^–5, К_В = 5.

Важливе значення в протонній теорії має власна дисоціація розчинника, причому іон водню, якій утворюється миттєво проникає у електронні оболонки молекул розчинника утворюючи іони ліонію ( по аналогії з гідроксонієм).

Теорія Люіса