Понятие о протолизе

В настоящее время все большее распространение приобретает протонная теория, которая объясняет кислотные свойства кислот и оснований процессами протолиза (передачи протонов H⁺), протекающими между растворенным веществом и растворителем.

В соответствии с этой теорией одно вещество (HA) в функции кислоты(донора протонов)вступает в кислотно-оснoвное взаимодействиес другим веществом B⁻, выполняющимфункции основания(акцептора протонов):

HA + B⁻A⁻+ HB⁺

Продукты реакции - новое основаниеA⁻иновая кислотаHB (сопряженныес реагентами HA и B⁻соответственно) также вступают в кислотно-основное взаимодействие между собой. Это делает реакциюобратимойи приводит всю систему в состояниепротолитического равновесия. При этомрастворитель(например вода) может выступать как в ролиоснования(тогда растворенное вещество выполняет функцию кислоты), так и в роликислоты(тогда растворенное вещество выполняет функцию основания).

В чистой воде имеет место обратимая реакция автопротолиза:

H₂O + H₂OOH⁻+ H₃O⁺

Растворенные в воде вещества могут выполнять по отношению к ней функции кислотыилиоснования. Такие вещества называютпротолитамив водном растворе. Если протолит HA (молекула или ион) -кислота, то обратимаяреакция протолизаимеет вид:

HA + H₂OA⁻+ H₃O⁺

В случае сильной кислотыпротолиз протекает необратимо:

HA + H₂O = A⁻+ H₃O⁺

Если протолит A⁻(молекула или ион) -основание, то обратимая реакция протолиза такова:

A⁻+ H₂OHA + OH⁻

Сильное основание подвергается необратимому протолизу:

A⁻+ H₂O = HA + OH⁻

Щелочи(сильные хорошо растворимые основания) в растворах подвергаются необратимой диссоциации, например:

NaOH⁻= Na⁺+ OH⁻

С ростом температуры и с разбавлением растворов равновесия протолитических реакций и существенно сдвигаются вправо, степень протолиза(определяемая аналогичностепени диссоциации, см. выше) увеличивается.

Ионные уравнения реакций

Химические реакции в растворах электролитов (кислот, оснований и солей) протекают при участии ионов. Конечный раствор может остаться прозрачным (продукты хорошо растворимы в воде), но один из продуктом окажется слабым электролитом; в других случаях будет наблюдаться выпадение осадка или выделение газа.

Для реакций в растворах при участии ионов составляют не только молекулярное уравнение, но такжеполное ионноеикраткое ионное. В ионных уравнениях по предложению французского химика К.-Л.Бертолле(1801 г.) все сильные хорошо растворимые электролиты записывают в виде формулионов, аосадки,газыислабые электролиты- в видемолекулярных формул. Образование осадков отмечают знаком "стрелка вниз" ( ↓ ), образование газов - знаком "стрелка вверх" ( ↑ ). Пример записи уравнения реакции по правилу Бертолле:

а) молекулярное уравнение Na₂CO₃+ H₂SO₄= Na₂SO₄+ CO₂↑ + H₂O б) полное ионное уравнение 2Na⁺+ CO₃²⁻+ 2H⁺+ SO₄²⁻= 2Na⁺+ SO₄²⁻+ CO₂↑ + H₂O (CO₂- газ, H₂O - слабый электролит) в) краткое ионное уравнение CO₃²⁻+ 2H⁺= CO₂↑ + H₂O

Обычно при записи ограничиваются кратким ионным уравнением, причем твердые вещества-реагенты обозначаютиндексом(т), газобразные реагенты -индексом(г). Примеры:

1) Cu(OH)_2(т)+ 2HNO₃= Cu(NO₃)₂+ 2H₂O Cu(OH)_2(т)+ 2H⁺= Cu²⁺+ 2H₂O Cu(OH)₂практическинерастворимв воде 2) BaS + H₂SO₄= BaSO₄↓ + H₂S↑ Ba²⁺+ S²⁻+ 2H⁺+ SO₄²⁻= BaSO₄↓ + H₂S↑ (полное и краткое ионное уравнения совпадают) 3) CaCO_3(т)+ CO_2(г)+ H₂O = Ca(HCO₃)₂CaCO_3(т)+ CO_2(г)+ H₂O = Ca²⁺+ 2HCO₃⁻(большинство кислых солей хорошо растворимы в воде).

Если в реакции не участвуют сильные электролиты, ионный вид уравнения отсутствует:

Mg(OH)_2(т)+ 2HF_(р)= MgF₂↓ + 2H₂O