29. Основания, кислоты и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации

Кислота – соединение, образующее пи диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н+.

Свойства кислот: взаимодействие с основаниями с образованием солей; взаимодействие с некоторыми металлами с выделением водорода; изменение цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса; кислый вкус.

Любая кислота при диссоциации дает выделение водорода. Поэтому все свойства, объясняются присутствием гидратированных ионов водорода. Именно они дают красную окраску лакмусовой бумажки.

H2SO3 ⇆ 2H+ + SO32-, CH3COOH ⇆ H+ = CH3COO-.

Основания – соединения, образующие при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН-.

Свойства оснований: взаимодействие с кислотами с образованием солей; изменение цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса); «мыльный» вкус.

КOH ⇆ К+ + OH- , Сa(OH)2 ⇆ Сa2+ + 2OH-, NH3·H2O ⇆ NH4+ + OH-.

Соли – соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательные ионы кислотных остатков.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы.

Например:

В соответствии с этим делят: Средние соли (Na2CO3);Кислые соли (NaHCO3);Основные соли (Ca(OH)Cl).

30. Обменные реакции в растворах электролитов

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов.

Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется:

Ø нерастворимое соединение, выпадающее в осадок;

Ø газообразное вещество;

Ø слабый электролит (вода, слабое основание (NH4OH) или слабая кислота (HNO2)).

Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.

BaCl2+ Na2SO4= BaSO4↓ + 2NaCl

2NaOH + H2SO4= H2O + Na2SO4

2NaNO2 + H2SO4 = 2HNO2 + Na2SO4

NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl

31. Условия образования и растворения осадков

При любом произвольном соотношении компонентов «твердый осадок  раствор» система будет стремится к состоянию равновесия:

K

насыщенный

раствор

tnAnm (тв.) ⇄ nKtm+ + mAnn-.

осадок

Этот процесс можно описать при помощи изотермы Вант-Гоффа:

В насыщенном растворе:

и G = 0.

В ненасыщенном или пересыщенном растворе величина называется произведение концентраций ионов и обозначается  .

Из уравнения изотермы Вант-Гоффа видно, что если  (пересыщенный раствор), тоG > 0 и, следовательно, процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении, т.е. в сторону образования твердой фазы.

В другом случае, если  (ненасыщенный раствор), тоG < 0 и процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении, т.е. в сторону растворения осадка.

Зная концентрации ионов в растворе, можно прогнозировать направление смещения гетерогенного равновесия: