Химия как раздел естествознания Основные задачи современной химии (стр. 48 из 68)

Гидроксидами называются вещества, состоящие из гидроксильной группы ОН и металла. Основные гидроксиды (например, КОН) проявляют свойства оснований (отщепляя в водном растворе гидроксильные группы), кислотные гидроксиды (например, HONO₂) в водном растворе ведут себя как кислоты, отщепляя катион водорода. Амфотерные основания (например, Zn(OH)₂) проявляют как те, так и другие свойства. Гидроксиды, образованные металлами первой группы (главной подгруппы) LiOH, NaOH, KOH, RbOH хорошо растворимы в воде, очень активны и носят тривиальное название щелочей. Растворимы и некоторые гидроксиды металлов второй группы - кальция и бария. В зависимости от количества гидроксильных групп, входящих в состав гидроксидов, их делят на однокислотные (NaOH), двукислотные (Zn(OH)₂) и т.д.

В свете теории электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

Для кислот вследствие наличия в их растворах ионов водорода характерны такие общие свойства, как:

Способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

Способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

Способность изменять цвета индикаторов (в частности, вызывать красную окраску лакмуса); Кислый вкус.

В точки зрения теории электролитической диссоциации основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид – ионов. Вследствие этого основания имеют следующие общие свойства:

Способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

Способность изменять цвета индикаторов (иначе, чем кислоты:

лакмус синеет);

Растворы оснований «мыльные» на ощупь.

Некоторые гидроксиды способны реагировать не только с кислотами, но и с основаниями. Например, при взаимодействии гидроксида цинка с соляной кислотой получается хлорид цинка:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O;

а при его реакции с гидроксидом натрия образуется цинкат натрия: Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O;

Такие гидроксиды (цинка, алюминия, свинца, олова и других металлов) называются амфотерными электролитами. Явление амфотерности объясняется тем, что диссоциация таких гидроксидов возможна по как по основному, так и по кислотному механизму. Например, гидроксид цинка Zn(OH)₂ можно представить в виде Н₂ZnO₂.

В общем случае в соединении М – О – Н основные свойства выражены тем сильнее, чем более активным металлом является атом М. И наоборот, чем сильнее атом М притягивает электроны, то есть проявляет неметаллические свойства, тем более усиливаются кислотные свойства вещества.

Катион водорода, лишѐнный единственного электрона, можно рассматривать как «голый протон». В соответствии с протонной теорией кислот и оснований Бернстеда-Льюиса, кислотой является донор протона, а основанием – акцептор протона, то есть существует следующее соотношение:

Основание + Протон ↔ Кислота;

Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, в реакции образования слабой уксусной кислоты:

СН₃СОО^- + Н⁺ ↔ СН₃СООН

сопряжѐнным с уксусной кислотой основанием можно считать ацетатанион СН₃СОО^-, а в реакции образования гидроксида аммония (слабого основания):

NH₄⁺ + OH^- ↔ NH₄OH

катион аммония является сопряжѐнным с этим основанием кислотой. В зависимости от партнера одно и то же вещество можно рассматривать или как кислоту, или как основание. Например, вода по отношению к аммиаку является кислотой, а по отношению к фториду водорода – основанием:

H₂O + NH₃ ↔ OH^- + NH₄⁺; HF + H2O ↔ H3O+ ^[18] + F-

При реакции уксусной кислоты с аммиаком в водном растворе образуется соль – ацетат аммония, которая диссоциирует на ацетатанион и катион аммония:

CH₃COOH + NH₃ ↔ CH₃COO^- + NH₄⁺

В результате данной реакции происходит перенос протона от протонодонора - уксусной кислоты к протоноакцептору - молекуле аммиака. Однако среди продуктов реакции также имеется протонодонор – катион аммония, который в обратной реакции отдаѐт катион водорода, и протоноакцептор – ацетат-анион, который в обратной реакции принимает протон. Кислота и основание реагируют с переносом протона, образуя другие кислоту и основание:

Кислота₁ + Основание₁ ↔ Кислота₂ + Основание₂

В данном примере парами сопряженных кислот и оснований являются уксусная кислота и ацетат-ион, а также катион аммония и аммиак.

Сравнить кислоты по силе можно на основании констант их диссоциации

(см. Лекцию 2).

14.2. Водородный показатель

Многие реакции протекают только кислой или щелочной среде, то есть в присутствии в растворе катионов водорода [Н⁺] или гидроксиланионов [ОН^-]; часто ход реакции и состав еѐ продуктов зависит от того, какой из этих ионов присутствует в растворе. Кислотность или щелочность среды определяется концентрацией ионов водорода или гидроксила в растворе в моль/л. В нейтральном растворе или в чистой воде концентрация присутствуют как катионы водорода, так и анионы гидроксила. Это объясняется диссоциацией молекул воды:

H₂O ↔ H⁺ + OH^- (14.1)

Равновесие данного процесса сильно смещено влево, однако по электропроводности чистой воды можно вычислить концентрации катиона водорода и гидроксил-аниона в чистой воде, которые, как следует из (15.1), равны друг другу. При 25⁰С [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л.

Константа диссоциации воды определяется соотношением:

К_дисс

, (14.2)

или H OH K_дисс H ₂O .

Поскольку диссоциация воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул воды в воде равна практически общей концентрации воды, то есть 55,55 моль/л (1000г: 18,02г/моль). Это величина постоянная и в разбавленных растворах. Заменяем правую часть уравнения новой константой К_Н2О и получаем:

K_{H 2O}

(14.3)

Для воды и разбавленных водных растворов при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксила есть величина постоянная. Эта величина называется ионным произведением воды. Подставляя значения концентраций ионов при 25⁰С в (15.3), получаем для указанной температуры:

K_{H 2O} 10 ⁷ 10 ⁷ 10 ¹⁴ (14.4)

Ионное произведение воды позволяет определять кислотность или щелочность растворов посредством измерения концентрации только одного из ионов – либо катиона водорода, либо гидроксил-аниона. Для измерения кислотности и щелочности раствора была выбрана концентрация катионов водорода. Через эту концентрацию можно выразить и концентрацию гидроксила в том же растворе. Например, если в растворе содержится 0,01 моль/л щелочи (концентрация гидроксил-анионов равна 10^-2моль/л), то по ионному произведению воды можно найти концентрацию ионов водорода в этом же растворе:

14 ;

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила одинаковы и равны 10^-7 моль/л называются нейтральными растворами. В кислых растворах больше ионов водорода, а в щелочных – больше ионов гидроксила. Это значит, что в кислом растворе концентрация ионов водорода должна быть больше 10^-7 моль/л, а в щелочном – меньше 10^-7 моль/л, так как произведение концентраций ионов водорода и гидроксила есть величина постоянная в любом растворе (10^-14).

Более удобно выражать концентрацию катионов водорода в логарифмической форме. Вместо концентрации указывают ее десятичный логарифм с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем и обозначается рН (пэ аш).

рН

(14.5)

Следовательно, в нейтральном растворе рН = 7; в кислом растворе рН меньше 7, а в щелочном растворе рН больше 7.

Пусть, например, требуется определить рН в растворе, содержащем в 500 мл 1,825 г соляной кислоты HCl. Это значит, что в 1л раствора содержится 3,65 г, или 0,1 моль кислоты. Соляная кислота, как сильный электролит, диссоциирует практически нацело по схеме: