- •Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.
- •Развитие учения о строении атома.
- •Строение электронных оболочек атомов.
- •Периодический закон и периодическая система элементов.
- •Периодичность свойств химических элементов.
- •Природа химической связи. Основные типы химической связи.
- •Ковалентная химическая связь. Способы образования ковалентной связи. Валентность.
- •Свойства ковалентной связи. Степень окисления атома.
- •Геометрия структур с ковалентным типом связей.
- •Основы метода молекулярных орбиталей.
- •Ионная и металлическая связь. Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие.
- •Кристаллическое, жидкое и аморфное состояние веществ.
- •Скорость химических реакций. Константа скорости и ее физический смысл.
- •Влияние температуры на скорость химической реакции. Основные положения теории активации Аррениуса.
- •Катализ. Влияние катализатора на скорость химической реакции.
- •Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.
- •Растворение как физико - химический процесс.
- •Растворимость веществ. Состав растворов.
- •Основные положения теории электролитической диссоциации.
- •Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации.
- •Теория сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов.
- •Константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.
- •Основания, кислоты и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •Диссоциация воды. Константа диссоциации, ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.
- •Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков. Реакции обмена в растворах электролитов.
- •Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.
Основания, кислоты и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
Основания с точки зрения теории электролитической диссоциации
Название “основания” первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.
Водные растворы таких оснований, как NaOH, KOH, Be(OH)2, обладают сильнощелочными свойствами, поэтому эти вещества и некоторые другие называют щелочь.
С точки зрения теории электролитической диссоциации (есть и другие точки зрения на то, что такое основания, кислоты, соли)
Основания — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида — гидроксид-ионов OH—
Основание ⇄ катион основания + OH—
Гидроксиды металлов типа NaOH и Ba(OH)2, представляющие собой ионные кристаллы, являются сильными электролитами, а гидрат аммиака (ковалентное соединение) — это слабое основание.
Некоторые из щелочей при плавлении распадаются на ионы подобно диссоциации в водном растворе:
KOH ⇄ K+ + OH—
Большинство же основных гидроксидов разлагаются при нагревании на оксиды и воду еще до плавления:
Cu(OH)2 → CuO + H2O
Основания — гидроксиды металлов — могут быть получены при взаимодействии неблагородных металлов с водой или основных оксидов с водой.
Оксиды металлов, которые подобным путем образуют основания, раньше называли основные ангидриды.
Типичные свойства оснований по Аррениусу связаны с тем, что они поставляют в водный раствор гидроксид-ионы OH—. На этом основано обнаружение щелочей с помощью индикаторов. Так, самый распространенный в лаборатории индикатор — лакмус окрашивается растворами щелочей в синий цвет.
Кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации
Кислоты исторически получили такое название из-за кислого вкуса водных растворов таких веществ, как уксусная кислота, муравьиная кислота, щавелевая кислота.
С точки зрения теории электролитической диссоциации
Кислоты — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида — катионов водорода H+
Кислота ⇄ Катион водорода + Анион кислотного остатка
Таким образом, характеристической составной частью всех кислот является водород, способный диссоциировать в водном растворе.
Первое определение кислот как класса неорганических соединений было дано немецким химиком Либихом в 1839 г.; это определение справедливо и сегодня:
Кислота — это водородсодержащее соединение, водород которого может быть замещен на металл с образованием соли
Кислоты делят на кислородсодержащие кислоты (H2SO4, HNO3) и беcкислородные кислоты (HCl, H2S).
Все кислоты являются потенциальными электролитами в водном растворе. Кислоты в индивидуальном состоянии представляют собой молекулярные вещества. Под воздействием полярных молекул воды они отщепляют катионы водорода, которые мгновенно гидратируются водой и образуют катионы оксония H3O+, т.к. простые катионы водорода H+, являющиеся по существу индивидуальными протонами p+, не способны к существованию в водном растворе. Среди кислот есть как сильные электролиты (H2SO4, HNO3, HCl), так и слабые электролиты (H2CO3, H2S).
Примеры потенциальных электролитов — кислот.
Хлороводород HCl — газ при комнатной температуре. При растворении в воде и электролитической диссоциации образует кислый раствор, называемый хлороводородной кислотой (при массовой доле 36% эту кислоту называют соляная кислота).
Серная кислота H2SO4 в безводном (100%) состоянии при комнатной температуре — вязкая жидкость, которая практически не содержит ионов и поэтому не проводит электрический ток. При растворении кислоты в большом количестве воды протекает полная электролитическая диссоциация.
Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой.
Ранее такие оксиды неметаллов называли кислотными ангидридами. Многим неметаллам, ввиду многообразия их степеней окисления, отвечает несколько кислородсодержащих кислот.
Металлы, которые проявляют несколько степеней окисления, также могут образовывать кислотные оксиды и кислоты.
Многоосновные кислоты, содержащие в молекулах по два или несколько атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, обычно являются слабыми электролитами и диссоциируют ступенчато, причем каждая следующая стадия диссоциации протекает в значительно меньшей степени, чем предыдущая.
Типичные свойства кислот по Аррениусу связаны с тем, что они поставляют в водный раствор катионы водорода H+ (H3O+). На этом основано обнаружение кислот с помощью индикаторов. Так, самый распространенный в лаборатории индикатор — лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет.
Соли с точки зрения теории электролитической диссоциации
Соли — это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка
Соль ⇄ Катион основания + Анион кислотного остатка
Все соли — истинные электролиты; реакции их диссоциации проходят полностью и не являются ступенчатыми, в отличие от оснований и кислот.
Важнейший способ получения солей — взаимодействие оснований с кислотами (реакция нейтрализации).
Основание + Кислота = Соль + Вода
При смешивании водных растворов сильных кислот и сильных оснований, содержащих равные эквивалентные количества реагентов, конечный раствор соли будет нейтральным по кислотности (“реакция нейтрализации”). Однако при протекании реакции с участием слабых оснований или слабых кислот следует учитывать гидролиз образующихся солей, поэтому раствор уже не будет нейтральным, т.е. pH растворов солей, образованных слабыми основаниями и/или слабыми кислотами не равен 7.
При смешивании водных растворов сильного основания и слабой кислоты, причем если кислота взята в избытке, образуются так называемые кислые соли.
Типичные способы получения солей
Основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды:
Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O
Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Основания реагируют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:
2CaO + SiO2 = Ca2SiO3
Амфотерные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды:
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O
Амфотерные оксиды реагируют с основаниями с образованием соли и воды:
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Металлы реагируют с кислотами с образованием солей:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn + 2H2SO4(конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
Металлы реагируют с неметаллами с образованием солей бескислородных кислот:
2Na + Cl2 = 2NaCl