Классификация неорганических соединений с позиции теории электролитической диссоциации

В качестве растворителя чаще всего применяют воду, поэтому рассмотрение кислот, оснований и солей ограничим только водными растворами, для которых целиком сохраняют справедливость определения кислот и оснований, вытекающего из теории электролитической диссоциации Аррениуса.

Кислота — электролит, диссоциирующий в водных растворах с образованием катионов гидроксония и не образующий никаких других положительно заряженных ионов

НС1 + H₂O > Н₃О⁺ + С1;

Основание — электролит, при электролитической диссоциации которого образуются отрицательно заряженные ионы гидроксила и не образуется никаких других отрицательно заряженных ионов

Са (ОН)₂ > Са²⁺ + 2ОН;

Взаимодействие кислот и оснований в водных растворах есть соединение ионов гидроксония и гидроксила по уравнению:

Н₃О⁺ + ОН^- = 2Н₂О Позднее появившиеся теории Бренстеда, Льюиса, Усановича и другие учитывают более общие свойства кислот и оснований. В основе их представлений лежит тот факт, что реакция кислоты и основания в эквивалентных количествах приводит к исчезновению кислотных свойств кислоты и щелочных свойств основания.

Продуктами взаимодействия кислот с основаниями являются соли — электролиты, для которых не характерно образование в растворе ионов гидроксония и гидроксила, а образуются ионы, отличные от Н₃О⁺ и ОН^-.

Принадлежность гидроксида к кислотам или основаниям определяется характером его электролитической диссоциации в водном растворе. Например, формулы гидроксидов бора и кальция сходны. Однако В (ОН)₃ в водном растворе диссоциирует по типу кислоты Н₃ВО₃3 Н⁺ + ВО₃^3-

а гидроксид кальция диссоциирует как основание Са (ОН)₂ > Са²⁺ + 2ОН^-

Некоторые гидроксиды способны в зависимости от условий проявлять свойства и кислот и оснований и называются амфотерными. Например, гидроксид цинка в водных растворах взаимодействует со щелочами, как кислота, а с кислотами, как основание:

• 2Н⁺ + ZnO₂^2- H₂ZnO₂ Zn (OH)₂ Zn²⁺ + 2OH^-
• 2OH^- 2Na⁺ 2Cl^- 2H⁺
• 2H₂O Na₂ZnO₂ ZnCl₂ 2H₂O

Оксиды, из которых получаются амфотерные гидроксиды, также обладают амфотерными свойствами, т. е. способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями:

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O.

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O.

В большинстве случаев металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, способны растворяться в кислотах и основаниях (так, металлический цинк растворим и кислотах и основаниях). Кислоты бывают одноосновными и многоосновными, а основания — однои многокислотными. Одноосновными и однокислотными называют такие электролиты, при электролитической диссоциации одной молекулы которых образуется не более 1 иона гидроксония или гидроксила (НС1, КОН и т. п.).

При электролитической диссоциации одной молекулы многокислотных оснований или многоосновных кислот может образоваться несколько ионов гидроксила или гидроксония, например Н₃ВО₃, Н₂СО₃, Са (ОН)₂, А1(ОН)₃. Ступенчатый характер процесса электролитической диссоциации и различие констант диссоциации по отдельным стадиям приводит к их последовательному взаимодействию с основаниями или кислотами:

Н₂СО₃ + NaOH NaHCO₃ + H₂O.

NaHCO₃ + NaOH Na₂CO₃ + H₂O.

Cu (OH)₂ + HCl CuOHCl + H₂O.

CuOHCl + HCl CuCl₂ + H₂O.

Соли, полученные в результате неполного замещения ионов Н+ в кислотах на катионы металла (например, NaHCO₃), называются кислыми солями. При неполном замещении ионов ОНв основаниях на анионы кислот (например, CuOHCl) получаются основные соли. Присутствие ионов Н+ в кислых солях и ионов ОНв основных вызывает при соответствующих условиях проявление кислотных свойств у первых из них и основных — у вторых. Например, NaHCO₃ по отношению к NaOH играет роль кислоты.

NaHCO₃ + NaOH Na₂CO₃ + H₂O.

CuOHCl по отношению к НС1 играет роль основания.

CuOHCl + HCl > CuCl₂ + H₂O.

Многие свойства растворов электролитов определяются взаимодействием ионов. Так как при этом не требуется разрушения связей в молекулах сложных веществ, то реакция между ионами должна протекать легче, чем между молекулами. Направление процессов определяется энергетическими изменениями. Процесс самопроизвольно идет только в том случае, когда в системе уменьшается свободная энергия. Например, к понижению свободной энергии приводит образование слабодиссоциирующих веществ. Таким образом, реакции в растворах электролитов будут всегда направлены в сторону образования наиболее слабого электролита, в форме которого удаляется часть ионов. Суть процесса любой реакции нейтрализации состоит в образовании слабого электролита H₂O и выражается сокращенным ионным уравнением:

H⁺ + OH^- = H₂O.

Взаимодействие.

CH₃COOK + HCl = KCl + CH₃COOH.

становится возможным потому, что при этом образуется слабая уксусная кислота.

H⁺ + CH₃COO^- = CH₃COOH.

Реакции самопроизвольно протекают не только в тех случаях, когда образуются слабые электролиты, но и когда продукты реакции представляют собой труднорастворимые соединения.

Реакция.

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄v + HCl.

идет самопроизвольно в сторону образования осадка сульфата бария.

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

Энергия гидратации молекул газообразных веществ значительно ниже энергии гидратации ионов. Поэтому, если в результате столкновения ионов образуется газ, сумма энергий теплового движения и гидратации понижается. Свободная энергия системы падает. При действии серной кислоты на хлорид калия выделяется газообразный хлористый водород. Реакция смещается слева направо:

KCl + H₂SO₄ = KHSO₄ + HCl^.

из-за взаимодействия ионов Н⁺ и Cl^-

H⁺ + Cl^- = HCl.

Если в результате реакции обмена образуются комплексные ионы, то их энергия гидратации ниже суммарной энергии гидратации простых ионов. Донорно-акцепторные и ковалентные связи комплексного иона отличаются высокой прочностью. Поэтому свободная энергия ионов в комплексе ниже, чем до объединения. Например,.

FeCl₃ + 6KCN = 3KCl + K₃[Fe (CN)₆].

или в ионной форме:

Fe³⁺ + 3Cl^- + 6K⁺ + 6CN^- = 3K⁺ + 3Cl^- + 3K⁺ + [Fe (CN)₆]^3-

и в виде сокращенного ионного уравнения.

Fe³⁺ + 6CN^- = [Fe (CN)₆]^3-