Диссоциация кислот, оснований, солей.

Кислоты – электролиты, которые при диссоциация образуют катионы водорода. Диссоциация в большей степени идет по первой ступени (относится и к основаниям).

Основания – электролиты. Которые при диссоциации образуют гидроксид-ионы:

Амфотерные гидроксиды диссоциируют по типу кислоты и основания:

Соли в растворе распадаются на катионы металла и анионы кислотного остатка или более сложные ионы, которые входят в состав кислых и основных солей.

Протонная теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.

Но существует и другой подход к определению, что такое кислота и основание. Теория Аррениуса объясняет взаимодействие кислот и оснований с образованием солей при условии их диссоциации на ионы. Но соль может образоваться и без диссоциации на ионы. Например: NH₃(газ) + HCl(газ) = NH₄Cl(тв). В силу этого была создана более общая теория кислот и оснований. Кислота – это донор протонов, а основание – акцептор. Каждой кислоте соответствует основание; они называются сопряженными.

НCl(к-та) = H⁺ + Cl^-(осн); Н₂SО₄(К-та) = Н⁺ + НSО₄^-(осн); NН₄⁺(к-та)= NН₃(осн) + Н⁺

В зависимости от условий и природы партнера одно и тоже вещество может выступать в роли кислоты или основания. Например: Н₂О(к-та) = Н⁺ + ОН^-(осн), с другой стороны: Н₃О⁺(к-та) = Н₂О(осн) + Н⁺.

Теория Льюиса. Льюис предположил, что кислотные свойства сопряжены с наличием электрофильного центра, притягивающего отрицательно заряженные частицы, а основные – наоборот. Значит кислота – акцептор пары электронов, имеющий подходящую вакантную орбиталь, а основание – донор, имеющий неподеленную пару электронов. В результате образуется донорно-акцепторная ковалентная связь:

NН₃(осн) + Н⁺((к-та) = NН₄⁺ или Н⁺(к-та) + ОН^-(осн) = Н₂О

Подход Льюиса широко используется в химии координационных соединений.

Произведение растворимости.

ПР – количественная характеристика растворимости ионных соединений.

Рассмотрим равновесие между осадком и его насыщенным раствором. Соли, даже малорастворимые, в том количестве, которое растворяется, полностью диссоциируют на ионы, т.е. относятся к сильным электролитам: А_nВ_m(нас) = А⁺ⁿ + В^-m К_р = А⁺ⁿ В^-m/  А_nВ_m.  А_nВ_m - величина постоянная, поэтому К_р А_nВ_m = А⁺ⁿ В^-m названа произведением растворимости: ПР = А⁺ⁿ В^-m.

Например: ПР(Аg₂S) = Аg⁺²S^2-

Произведение концентрации ионов в насыщенном растворе при данной температуре есть величина постоянная и называется произведением растворимости (ПР). ПР – константа равновесия процесса диссоциации малорастворимого вещества в его насыщенном растворе. ПР зависит от природы вещества, температуры и не зависит от концентрации ионов в растворе ( в отличие от величины растворимости, выраженной в граммах на 100 грамм растворителя).

Например, растворимость сульфата кальция повышается в присутствии нитрата калия или хлорида натрия, т.к. соединение нитрат кальция, образующийся в растворе более растворим. Кроме того, можно снизить растворимость сульфата кальция, добавив избыток сульфат-ионов(например, в виде сульфата натрия). В этом случае равновесие диссоциации сдвинется в стороны осадка: СаSO₄ = Са²⁺ + SO₄^2-. В тоже время все эти добавки не изменяют величины ПР сульфата кальция.

Исходя из значений ПР, можно сказать, выпадает электролит в осадок при определенной концентрации или нет. Например: ПР (СаSO₄) – 1.7 10^-5 (моль/л)².. Выпадет ли сольв осадок при концентрации сульфата кальция 10^-3моль/л?

Решение: Са²⁺ SO₄^2- = 10^-6(моль/л)²  ПР(СаSO₄), что меньше ПР сульфата кальция, следовательно осадок не выпадет.

Условием образования осадка является: А⁺ⁿ В^-m  ПР(А_nВ_m), когда произведение концентрации ионов достигает величины произведения растворимости.