Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:А ты хочешь знать химию. Учебно-справочное пособие для старшеклассников и абитуриентов
.pdf
низм образования прочной ковалентной связи в ионе гидроксония будет рассмотрен в параграфе «Теории кислот и
оснований».
Запишем уравнения диссоциации нескольких оснований
(щелочей):
KОН
K+ + ОН
Ca(OH) Ca2+ + 2OH
Ba(OH) Ba2+ + 2OH
–
–
–
С. Аррениус считал что основание — это соединение, ко-
торое диссоциирует в водном растворе с отщеплением
гидроксид-ионов. Тогда стали понятны общие свойства осно-
ваний (щелочей). Горький вкус, ощущение мылкости, одинаковая окраска индикатора — все эти свойства обусловливают
гидроксид-ионы, образующиеся при диссоциации щелочей.
Рассмотрим классификацию солей на основании их соста-
ва. Соли бывают кислые, средние и основные (схема 5).
Схема 5
СОЛИ
Кислые Средние Основные
NaHSO
4
Поскольку в составе кис-
лой соли есть водород, в её
растворе, помимо ионов
натрия Na+ и сульфатионов SO
ионы водорода H
2–
, находятся
4
+
Na2SO4 2Na+ + SO
Сu(OH)Cl
Поскольку в составе основной
соли есть гидроксогруппа, в её
2–
растворе, помимо ионов меди
4
Cu2+ и хлорид-ионов Cl–, находятся гидроксид-ионы OH
–
Обращаем внимание на то, что при диссоциации кислых со-
лей в растворе имеются два вида катионов: Na
+
, H+; такие соли
называются кислыми солями, потому что в растворе имеется
катион, характерный для растворов кислот — H
+
— ион
водорода. При диссоциации растворов основных солей в
растворе имеются два вида анионов: OH
–
, Cl–; такие соли
называются основными солями, потому что в растворе имеется
анион, характерный для растворов оснований (щелочей) —
–
OH
— гидроксид-ион. Мы будем рассматривать только
средние соли.
В растворах солей нет общего иона, который обусловливал
бы общие свойства всех солей, но соли можно классифицировать на основании общего катиона или общего аниона.
Так, говорят о солях серной кислоты, так как эти соли имеют
171
общий для них и для серной кислоты анион — это ион
кислотного остатка:
H
2SO4
2H+ + SO
Na2SO4 2Na+ + SO
K2SO4 2K+ + SO
Сульфат-ион SO
2–
4
2–
4
2–
4
2–
присутствует в растворах серной кисло-
4
ты и её солей и обусловливает общие свойства растворов серной кислоты и её солей.
У соляной кислоты и её солей также есть общий анион —
хлорид-ион Cl
–
, который обусловливает общие свойства рас-
творов соляной кислоты и её солей.
Классифицируют соли и по катиону. Например, говорят о
солях меди (хлорид меди CuCl
меди Cu(NO
CuCl
2
CuSO4 Cu2+ + SO
Cu(NO3)2 Cu
и т. д.).
3)2
Cu2+ + 2Cl
2+
+ 2NO
–
2–
4
, сульфат меди CuSO4, нитрат
2
–
3
Растворы этих солей также имеют общие для них свой-
ства, так как в них есть общий катион — ион меди Cu
2+
. Растворы всех солей меди имеют голубую окраску из-за присутствия в них гидратированных ионов меди.
Cвойства растворов обусловлены свойствами ионов, на-
ходящихся в данном растворе.
А теперь рассмотрим классификацию веществ на основа-
нии электропроводимости растворов.
Вещества
электролиты неэлектролиты
кислоты основания соли
Как уже отмечалось выше, при диссоциации в водном рас-
творе кислота проявляет свойство — отщеплять ион водорода
+
H
, а основание проявляет свойство — отщеплять гидроксид-
ион OH
–
, но оказалось, что и кислые соли в растворе, помимо
катиона металла, отщепляют ион водорода, а основные соли,
помимо аниона кислотного остатка, отщепляют гидроксидион (табл. 16). Всё это необходимо учесть при составлении
определений кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ближайшим родовым
172
Таблица 16
–
–
–
+ 2OH
+ 2OH
2+
2+
+ OH
+
Ba
Ca
оснований
2
2
— единствен-
–
как единствен-
–
Уравнения диссоциации
–
–
CuOHCl
Основные
2–
4
+
SO
2
Соли
Na
Средние
КЛАССИФИКАЦИЯ СОЛЕЙ
4
Кислые
NaHSO
Уравнения диссоциации солей
–
+
ПОНЯТИЯ «КИСЛОТА», «ОСНОВАНИЕ», «СОЛЬ – СРЕДНЯЯ»
NaOH Na
Ca(OH)
Ba(OH)
В растворах оснований
–
+ Cl
+ OH
2+
Cu
–
В растворах основных
CuOHCl CuOH
CuOH
4
+ SO
2Na
4
SO
2
Na
катион анион
В растворах средних со-
4
2–
4
+ HSO
+ SO
+
Na
4
H
–
4
присутствует гидроксид-
ион OH
–
солей присутствуют два
вида анионов: гидроксид-
лей присутствуют: ион
металла – единственный
+
Основание — электро-
лит, который при диссо-
циации в водном раство-
ре образует гидроксид-
ный вид анионов
ион OH
ный вид анионов
и ион кислотно-
–
ион OH
го остатка — хлорид-ион
Cl
Соль (средняя) — элек-
тролит, который при
диссоциации в водном
растворе образует ион
металла как единствен-
вид катионов и ион кис-
лотного остатка – един-
ственный вид анионов
ный вид катионов и ион
и ион водоро-
+
кислотного остатка как
единственный вид анио-
нов
С ТОЧКИ ЗРЕНИЯ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
NaHSO
HSO
В растворах кислых со-
лей присутствуют два
вида катионов: ион ме-
талла Na
да H
+
2–
4
–
3
–
+ SO
+
+ NO
+
+ Cl
кислот
+
H
2H
H
4
3
SO
HNO
HCl
2
H
’
Уравнения диссоциации
+
В растворах кислот при-
сутствует единственный
вид катионов – ион водо-
рода H
как единственный вид
Кислота — электролит,
который при диссоциа-
катионов
ции в водном растворе
образует ион водорода H
173
понятием для кислоты, основания и соли будет «электролит» — это слово их объединяет, так как это понятие включает их общее свойство — электропроводимость их растворов,
но каждый из этих электролитов имеет свою особенность —
ион, характерный только для данного вида электролита —
его видовое отличие, которое запишем в определительном
придаточном предложении. Итак:
Кислота — это электролит, который при диссоциации в
водном растворе отщепляет ион водорода как единственный
вид катиона.
Если убрать из определения кислоты слова «как единственный вид катиона», то под это определение подойдут и
кислые соли, так как они тоже при диссоциации отщепляют
ион водорода.
Основание — это электролит, который при диссоциации
в водном растворе отщепляет гидроксид-ион как единственный вид аниона.
Если убрать из определения основания слова «как единственный вид аниона», то под это определение подойдут и
основные соли, так как они тоже при диссоциации отщепляют гидроксид-ион.
Соль (средняя) — это электролит, который отщепляет
ион металла как единственный вид катиона и ион кислотного
остатка как единственный вид аниона.
§ 4. Сильные и слабые электролиты.
Степень электролитической диссоциации
Поскольку электролитическая диссоциация — обратимый процесс, то в растворах электролитов наряду с их ионами
присутствуют и молекулы, потому что одновременно с образованием ионов (диссоциацией) идёт противоположный процесс — связывание ионов в молекулы (ассоциация). В растворах разных веществах при прочих равных условиях содержится различное количество ионов, от чего и зависит
различная электропроводность растворов. Так, раствор уксусной кислоты проводит электрический ток хуже, чем такой
же по концентрации раствор соляной кислоты.
Разную электрическую проводимость растворов кислот и
оснований С. Аррениус объяснил их различной способностью
к диссоциации. Он назвал сильными хорошо диссоциирующие кислоты и основания, дающие в растворах много ионов,
174
и слабыми — плохо диссоциирующие кислоты и основания,
образующие мало ионов. Для характеристики «силы» электролитов С. Аррениус ввёл новое понятие — степень электролитической диссоциации.
Степень электролитической диссоциации (
) — это физическая величина, которая показывает, какая часть (доля) молекул электролита, находящихся в растворе, распалась на ионы.
Степень электролитической диссоциации обозначается
греческой буквой
— альфа, определяется опытным путём и
выражается в долях единицы или в процентах.
Степень электролитической диссоциации получают при
делении числа распавшихся на ионы молекул n к общему числу, находящихся в растворе молекул электролита N.
n
= .
N
В зависимости от степени электролитической диссоциации все электролиты условно делят на сильные (
средние (
от 30 до 3%) и слабые ( < 3%).
> 30%),
К сильным электролитам относят все растворимые соли,
из кислот — серную, соляную, азотную кислоту и некоторые
другие, а из оснований — щёлочи.
К числу слабых кислот относят сероводородную, угольную, сернистую, кремниевую кислоту. К слабым электролитам относят и воду. Вода — малодиссоциирующее вещество.
Примером электролита средней силы может быть фосфорная кислота.
Силу кислот современная химия объясняет способностью
кислот отщеплять ион водорода Н
+
— протон и отдавать его
основаниям. Чем слабее удерживает свой протон кислота,
тем меньше затрачивается энергии на отрыв протона, тем
сильнее считается кислота. Посмотрим, как изменяется
сила бескислородных кислот, образованных неметаллами
(обозначим неметалл как Х), расположенными в периодах периодической таблицы Д.И. Менделеева в порядке возрастания порядкового номера элемента. Электроотрицательность
элементов по периоду возрастает, а это значит, что полярность
связи между элементами-неметаллами и водородом Н–Х увеличивается. Следовательно, взаимодействие с водой становится более энергичным, а отщепление протона более вероятным. Так в ряду Н
S, HCl сила кислот возрастает.
2
При движении в подгруппе сверху вниз, допустим, от фтора к иоду, сила образуемых ими кислот возрастает, несмотря
175
на то, что электроотрицательность этих элементов убывает.
В данном случае на способность отрыва протона от бескислородных кислот, а, следовательно, и на силу кислот решающее
влияние оказывают не значения электроотрицательностей
химических элементов, а энергия разрыва связей Н–Х. Например, атом фтора довольно мал (всего два энергетических
уровня), и ядра фтора и водорода в HF находятся довольно
близко друг от друга и энергия разрыва связи Н–F сравнительно велика: 590 кДж/моль. Атом иода значительно объёмистее (пять энергетических уровней), расстояние между
ядрами водорода и иода в HI заметно больше, чем в HF. Соответственно энергия разрыва связи Н–I вдвое меньше: 296
кДж/моль. Понятно, что способность к отщеплению протона,
а значит, и сила кислоты у НI больше, чем у НF. Следовательно, сила бескислородных кислот, образованных неметаллами, расположенными в порядке возрастания порядковых номеров в главных подгруппах, возрастает.
Что касается неорганических кислородсодержащих кис-
лот, то их сила зависит от многих факторов, но в большей
степени от строения. Все кислородсодержащие кислоты имеют в своём составе связи Х–ОН (где Х — кислотообразующий
элемент). Увеличивают силу многих кислот связи Х
смотрим строение борной кислоты Н
ты H
, серной кислоты H2SO4 и хлорной кислоты HСlO4,
3PO4
, фосфорной кисло-
3ВО3
=О. Рас-
запишем их структурные формулы:
НО
НО — В
НО
Борная
кислота
Н
3ВО3
НО
НО — Р
НО
Фосфорная
кислота
H
3PO4
=О
НО О
S
НО О
Серная
кислота
H
2SO4
O
НО—Cl
O
=O
Хлорная
кислота
HСlO
4
Таким образом, при движении по периоду от фосфора к
хлору, т. е. в порядке возрастания порядкового номера элемента, в образуемых ими высших кислородсодержащих кислотах число гидроксогрупп уменьшается, а число, не входящих в состав гидроксогрупп атомов кислорода (т. е. число связей Х
=О), возрастает. И это приводит к резкому увеличению
силы кислот. Степень окисления (
H
лоты HСlO
— 16%, серной кислоты H2SO4 — 100%, хлорной кис-
3PO4
— 100%.
4
176
) фосфорной кислоты
Аналогичная картина наблюдается и для других кисло-
родсодержащих кислот:
1. Если в их составе имеются только ОН-группы, то
независимо от числа гидроксогрупп эти кислоты слабые
(Н
3ВО3
).
2. Появление в молекулах кислот одного атома кислорода
Х
=О, не связанного в гидроксогруппу, делает их средними по
силе (H
3PO4
).
3. Появление в составе кислот двух и тем более трёх атомов
кислорода Х
кислоты в сильные (HСlO
=О, не входящих в гидроксогруппу, превращает
).
4
4. По периоду слева направо сила кислородсодержащих
кислот возрастает.
§ 5. Реакции в растворах электролитов.
Ионные уравнения
Согласно теории электролитической диссоциации большая скорость многих химических реакций в растворах электролитов объясняется тем, что они протекают не между молекулами, а между заряженными частицами — ионами, и
поэтому такие реакции называют ионными реакциями — ре-
акциями ионного обмена. Уравнения таких реакций записывают в молекулярном и ионном виде.
При составлении ионных уравнений реакций следует
помнить, что: вещества практически нерастворимые или ма-
лорастворимые (выпадающие в осадок), газообразные и малодиссоциирующие записывают в молекулярной форме; справа
от формулы вещества, выпадающего в осадок, ставят знак ,
а знак ставят справа от формулы вещества для обозначения
того, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа.
Сильные электролиты, присутствующие в растворах в виде
ионов, записывают в ионном уравнении в виде ионов.
При сливании растворов двух электролитов возможны два
варианта:
1. Реакция обратима, и образуется смесь ионов; принято
говорить о таких реакциях, что они «не идут до конца».
2. Происходит необратимая реакция (реакция «идёт до
конца»), т. е. реакция происходит до полного превращения
исходных веществ в продукты реакции.
Рассмотрим пример, иллюстрирующий первый вариант.
В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы натрия и
177
хлорид-ионы, а нитрат калия диссоциирует на ионы калия и
нитрат-ионы. Если смешать раствор хлорида натрия с раствором нитрата калия, то никаких изменений не произойдёт. В молекулярном виде уравнение этой реакции записываем так:
NaCl + KNO
NaNO3 + KCl
3
Образующиеся вещества хорошо растворимы в воде, являются сильными электролитами и поэтому в растворе находятся в виде ионов. Предполагаемая реакция в ионном виде может быть изображена следующим образом:
+
Na
+ Cl– + K+ + NO
–
Na+ + NO
3
–
+ K+ + Cl
3
–
Видно, что как в левой, так и в правой частях уравнения
находятся одни и те же ионы: Na
+
, Cl–, K+, NO
–
. Таким обра-
3
зом, реакция фактически не происходит.
Рассмотрим примеры, иллюстрирующие второй вариант — необратимые реакции.
Необратимые реакции — это реакции, в которых исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции.
Если вещества взяты в количествах, соответствующих
уравнению реакции, то по окончании реакции не находят исходных веществ в продуктах реакции.
В необратимых реакциях между левой и правой частями
уравнения реакции ставят знак равенства после уравнивания
обеих частей уравнения реакции.
1. Реакции обмена с образованием осадка
(с образованием практически нерастворимого или малорастворимого вещества).
При сливании растворов хлорида натрия и нитрата серебра моментально выпадет осадок практически нерастворимого хлорида серебра, а в растворе останутся ионы натрия и
нитрат-ионы, поскольку нитрат натрия хорошо растворим в
воде. Записываем уравнение реакции в молекулярной фор-
ме, указывая стрелкой вещество, выпадающее в осадок:
NaCl + AgNO
= NaNO3 + AgCl
3
Далее записываем уравнение так, чтобы растворимые вещества (соли натрия и азотной кислоты растворимы в воде)
были изображены в виде ионов, а практически нерастворимые вещества (AgCl ) — в виде молекул, т. е. записываем молекулярную формулу вещества:
+
Na
+ Cl– + Ag+ + NO
–
= Na+ + NO
3
–
+ AgCl
3
Такая запись получила название полного ионного уравнения.
178
Из этого уравнения видно, что реакция между хлоридом
натрия NaCl и нитратом серебра AgNO
взаимодействию ионов Cl
–
и Ag+, в результате которого
сводится к
3
образуется новое вещество хлорид серебра AgCl, в то время
как все остальные ионы, присутствующие в растворе, не
принимают участия в реакции. Таким образом указанную
реакцию можно выразить следующим уравнением:
+
Ag
+ Cl– = AgCl
Такая запись получила название сокращённого ионного урав-
нения. В нём записывают только те ионы, которые действительно
принимают участие в образовании нового вещества.
Особенность сокращённого ионного уравнения заключается в том, что оно не показывает конкретных веществ, вступающих в реакцию, а поэтому оно может быть общим для ряда
реакций. Так, если к соляной кислоте или к растворам её
солей прилить раствор какой-либо соли серебра, то
моментально образуется не растворимый ни в воде, ни в
кислотах белый творожистый осадок хлорида серебра AgCl,
так как их растворы имеют общий ион — хлорид-ион.
НCl + AgNO
= НNO3 + AgCl
3
KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl
NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl
CaCl2 + 2AgNO3 = Ca(NO3)2 + AgCl
Запомним, что уравнения (будь то молекулярное или ионное) записывают на одной строчке. Перенос частей уравнения на другую строчку не допускается.
Для написания ионных уравнений надо знать, растворимы ли в воде вещества, которые участвуют в реакции и образуются в результате реакции. Для решения этого вопроса
можно пользоваться таблицей растворимости кислот, со-
лей и оснований в воде. Желательно запомнить, что соли натрия и калия, а также нитраты хорошо растворимы в воде.
2. Реакции с образованием малорастворимых
газообразных веществ.
Примером таких реакций может служить взаимодействие
карбоната натрия с какой-либо сильной кислотой. Запишем
для этой реакции уравнение в молекулярном виде, а также
полное ионное и сокращённое ионное уравнения:
Na
+ 2НCl = 2 NaCl + Н2СО
2СО3
3
Н2О СО
2
179
2Na+ + СO
СO
2–
+ 2Н+ + 2Cl– = 2Na+ + 2Cl– + Н2О + СО
3
2–
+ 2Н+ = Н2О + СО
3
2
2
Данное сокращённое ионное уравнение показывает, что
всегда при приливании к раствору какой-либо соли угольной
кислоты (карбоната) любой кислоты будет выделяться углекислый газ.
Если эту реакцию проводить в открытом сосуде, то углекислый газ удаляется из сферы реакции и не может участвовать в обратном процессе. Поэтому практически данная реакция идёт до конца.
3. Реакции с образованием малодиссоцииру-
ющих веществ (вода и ряд других веществ).
Примером такой реакции может служить реакция нейтрализации, в результате которой образуется вода:
NaОН + НCl
+
+ ОН– + Н+ + Cl– = Na+ + Cl– + Н2О
Na
–
+ Н+ = Н2О
ОН
= NaCl + Н
О
2
Данное сокращённое уравнение показывает, что суть реакции нейтрализации заключается во взаимодействии ионов
водорода, обусловливающих кислотные свойства, с гидроксидионами, обусловливающими основные свойства. В результате
реакции нейтрализации исчезают и свойства кислоты, и свойства основания, так как уже нет в растворе ионов водорода и
гидроксид-ионов, потому что эти ионы, соединяясь, образуют
воду — малодиссоциирующее вещество.
Необходимо ЗАПОМНИТЬ:
Реакции обмена в растворах электролитов происходят до
конца лишь в тех случаях, если в результате реакции
образуется: осадок, газообразное вещество или малодис социирующее вещество.
Рассматривая уравнения реакций ионного обмена, можно
убедиться в том, что эти реакции происходят без изменения
степеней окисления элементов.
§ 6. Качественные реакции на ионы
Доказательство присутствия или отсутствия того или иного
элемента в данном природном веществе (газе, воде, морской
воде и т. п.) имеет громадное практическое и познавательное
значение. Со времени появления научных основ химии, т. е.
180
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]