Стась Н.Ф. Введение в химию. Учебное пособие

Подождите немного. Документ загружается.

ческих

раст

и раствора (0,1 М) и

один

(материал ой главе)

б ,

ложн

ерв кислот был Лавуазье, согласно которой ки-

слота – э ойства кислот

объясняю в азье была при-

знана

нием

теории электролитической ированные

в ней пон време-

ни в ионной теории кислот и оснований.

, кислоты H

S, H

, H

SiO

, HCN, HClO, HBrO, HIO,

COOH и некоторые растворимые соли: HgСl

, Hg(CN)

, Fe(SCN)

Иногда в особую группу выделяют электролиты средней силы со

степенью диссоциации в тех же условиях от 0,03 до 0,3 (3–30 %). Это

кислоты HNO

, H

, HF, H

, HCOOH, H

, HClO

Эта классификация является условной по следующим причинам.

1. Степень диссоциации зависит от природы растворителя. Напри-

мер, соли (сильные электролиты в водных растворах) в органи

ворителях бывают слабыми электролитами и даже неэлектролитами.

2. Степень диссоциации слабого электролита зависит от концен-

трации. Например, для азотистой кислоты она равна 2,3 % (1 М), 7,1 %

(0,1 М), 22,6 % (0,01 М), 71,4 % (10

–3

М) и т.д. вплоть до 100 %. Иными

словами, слабые электролиты в очень разбавленных растворах стано-

вятся сильными.

3. Степень диссоциации увеличивается при повышении температуры.

Поэтому электролиты сравнивают по степени их электролитиче-

ской диссоциации при одинаковой концентраци

аковой температуре (25 ºС).

5.6. Ионная теория кислот и оснований

этого параграфа частично рассмотрен во втор

Представление о кислотах как о своеобразном типе химических со-

единений возникло ещё во времена алхимии: термин «кислота» проис-

ходит от лат. «acidum» (кислый вкус) или «acetum» (уксус). Также давно

ыло установлено существование соединений обладающих противопо-

ыми свойствами; их получали из коры растений (арабск. «аlcali») и

называли щёлочами.

Автором п ой теории

то кислородсодержащее соединение, и общие св

тся присутствием них кислорода. Теория Лаву

неверной после изучения соляной (HCl) и других кислот (HI,

HCN), которые не содержат кислорода.

В результате многочисленных исследований, проведенных Дэви,

Гей-Люсаком, Либихом и др., химики пришли к выводу, который чётко

сформулировал Либих, что кислотой следует считать соединение, со-

держащее водород, который может быть замещён на металл.

Представления о кислотах и основаниях изменились с появле

диссоциации Аррениуса. Сформул

ятия кислоты и основания используются до настоящего

виде

Кислоты. Характерные свойства кислот, которые проявляются в

водных растворах (кислый вкус, изменение цвета индикаторов, взаимо-

действие с основаниями с образованием соли и воды и т.д.), в ионной

теории объясняются присутствием в растворах катионов водорода. Ес-

ли их нет, то и кислотные свойства не проявляются. Например, сухой

хлороводород на лакмус и на металлы не действует. Поэтому в ионной

теор

ые диссоции-

руют необр и ых кислот

сильными

HBr и ио

HF,

азот я HClO , хро-

мова

SО

HClO

всем ступеням, причём, степень диссоциации на каждой

последующей авнению с предыдущей:

' H

+ PO ' H

+ PO .

HSO .

ории основания – это электролиты, диссоциирую-

щие в растворах апример:

Са(OH)

= СаOH + OH ступень диссоциации,

СаOH

' Са

+ OH

–

– вто ступень диссоциации.

ии кислоты определяются как электролиты, диссоциирующие с об-

разованием катионов водорода и анионов кислотных остатков.

Кислоты подразделяются на сильные и слабые. Сильн

атимо, слабые – обратимо. Среди беcк слородн

вляются хлороводородная (соляна ) HCl, бромов я я одородная

доводородная HI. Другие беcкислородные кислоты – слабые:

S, HCN. Среди кислородосодержащих кислот сильными являются

ная HNO

, серная H

SО

, хлорная HClO

, хлорновата

я H

CrO

и марганцевая HMnO

. Остальные кислородосодержащие

кислоты – слабые; приводим их формулы без названий: HNO

, H

, HClO, H

CО

, H

SiО

, H

, CH

COOH.

Одноосновные кислоты диссоциируют в одну ступень, причём,

сильные необратимо, а слабые – обратимо, например:

HCl = H

+ Cl

–

; HCN ' H

+ CN

–

Двухосновные и многоосновные слабые кислоты диссоциируют

обратимо по

степени резко уменьшается по ср

−

; H

−

' H

+ HPO

−2

; H

−2

−3

Сильные двухосновные кислоты диссоциируют в две ступени: по

первой – необратимо, а по второй – обратимо:

' H

+ HSO

−

– первая ступень диссоциации,

−

' H

+ SO

−2

– вторая ступень диссоциации

Основания. Характерные свойства оснований в водных растворах

(своеобразный «мыльный» вкус, взаимодействие с кислотами с образо-

ванием солей, способность изменять цвета индикаторов иначе, чем из-

меняют кислоты) объясняются присутствием в них гидроксид-ионов.

Поэтому в ионной те

с отщеплением гидроксид-ионов ОН

–

, н

+ –

– первая

рая

100

Сила оснований определяется их растворимостью и полнотой элек-

тролитической диссоциации. Имеется точное число (11) сильных осно-

ваний, которые хорошо растворяются в вод и диссоциируют практиче-

ски нацело. Это гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)

, Sr(OH)

, Ba(OH)

Ra(OH)

, а также гидроксид талия (І) TlOH. Они называются щелочами.

Растворимое основание гидроксид аммония – слабое. Гидрокс

ид

аммо

–

я в результате электролити-

диссоциац драта аммиака NH

·H

Все остальные или практически не-

растворимые в вод т слабыми электролитами.

Амфотерные о створимые и практически

нера

Zn(O

2 2 2

Zn(O 2 O

+ 2H

взаимодействует и ас лавленными щелочами он обра-

зует роксо-

цинк

Zn(O = O

+ 2H

Zn(O n(OH)

Двойственная оснований объясняется тем,

что

(раствор)

ния образуется и диссоциирует при растворении аммиака в воде в

результате протекания следующих обратимых процессов:

+ H

O ' NH

·H

O ' NH

OH ' NH

+ OH .

Примечание. В последние годы экспериментально установлено, что молекул

OH не существуют, а ионы NH

и OH

–

образуютс

ческой ии непосредственно ги

основания малорастворимые –

е вещества – являю ся

основания. Многие мал ра

створимые основания взаимодействуют с образованием соли и во-

ды не только с кислотами, но и со щелочами (именно со щелочами, а не

с любыми основаниями). Такие основания называются амфотерными

(двойственными). Например, гидроксид цинка, взаимодействующий с

кислотами:

H) + 2HCl = ZnCl + 2H

+ HNO

= Zn(N

)

со щелочами: с р п

оксоцинкаты, а с растворами щелочей – комплексные гид

аты:

+ 2KOH(расплав) K

+ 2KOH(раствор) = K

природа амфотерных

в водных растворах они диссоциируют одновременно как по типу

основания, так и по типу кислоты. Например, схема равновесия (сум-

марного, учитывающего две ступени диссоциации) в растворе гидро-

ксида цинка такова:

+ ZnO

−2

' Zn(OH)

' Zn

+ 2OH

–

↑↓

Zn(OH)

(осадок).

101

Существует разделение оснований на сильноамфотерные и слабо-

амфотерные. К сильноамфотерным обычно относят те основания, кото-

рые

модействуют с концентрир рами и расплавами щело-

чей:

льную единицу вещества:

= 3

пенчато. На первой (необратимой)

ступени образуют металла и г он а на последую-

щих гидроанионы с катионов водоро-

+ P

(OH + Cl

–

CrOH ' Cr + OH .

ступень ых солей протекает

прак

няются в химии и химической тех-

нологии, эта теория сохраняет своё первостепенное значение.

взаимодействуют с разбавленными растворами щелочей. Это

Be(OH)

, Zn(OH)

, Al(OH)

, Ga(OH)

, Sn(OH)

, Pb(OH)

, Cr(OH)

Sb(OH)

и др. К слабоамфотерным относят те основания, которые взаи-

ованными раство

Cu(OH)

, Mn(OH)

, Fe(OH)

, Mn(OH)

, Au(OH)

и др.

Cоли. В ионной теории соли рассматриваются как электролиты,

которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов (или

ммония) и анионы – кислотные остатки. а

Cредние (нормальные) соли, как правило, являются сильным

электролитами и диссоциируют в одну ступень независимо от числа ио-

нов, входящих в форма

NaCl = Na

+ Cl

–

+ PO

−3

(SO

)

= 2Al

+ 3SO

−2

Кислые соли диссоциируют сту

ся катионы идроани ы,

диссоциируют отрывом ступенях

да, например:

= K

+ H

−

' H

+ HPO

−2

HPO

−2

' H O

−3

Также ступенчато диссоциируют основные соли, например:

Cr(OH) Cl = Cr

)

Cr(OH)

' CrOH + OH ,

2+ 3+ –

Первая диссоциации кислых и основн

тически необратимо, а последующие – обратимо. Поэтому концен-

трация Н

-ионов в растворах кислых солей и ОН

–

-ионов в растворах ос-

новных солей невелика. В некоторых случаях, например при написании

ионных уравнений (см. п. 5.7), диссоциация гидроанионов и гидроксо-

катионов не учитывается.

Ионная теория применима для водных растворов, а в связи с тем,

что водные растворы широко приме

102

На основе ионной теории разработана классификация неорганиче-

ских соединений.

Большим достижением ионной теории является объяснение посто-

янства те о явление объяс-

няется тем одной реакции:

атионов водорода.

3 2 4

нормальных солей K SO и CaCl , 4) кислой соли NaHCO

и оснóвной соли ZnOH

HNO = H

+ .

азот-

ступень необратима, а

2. Аналогично д – в одну ступень, а

гидроксид бария – в д

–

3. Нормальные с уют в одну сту-

K 2Cl .

на первой

Na .

плового эффекта реакций нейтрализации. Эт

дятся к, что все процессы нейтрализации сво

+ –

O. H + OH = H

гие кислоты используются в к ествМно ач е катализаторов. Ионная

теория кислот и оснований объясняет каталитические свойства кислот

высокой подвижностью к

Пример 5.8. Напишите схемы диссоциации: 1) кислот HNO и H SO , 2) ще-

лочей KOH и Ba(OH) , 3)

2 2 4 2

Cl.

Решение. 1. Азотная кислота является одноосновной кислотой и относится к

сильным электролитам, поэтому она диссоциируют в одну ступень необратимо:

−

Серная кислота тоже является сильным электролитам, но, в отличие от

ной, она двухосновная, поэтому её диссоциация идёт в две ступени, причём первая

вторая – обратима:

+ +

= H +

−

HSO

−

HSO

' H +

−2

иссоциируют щёлочи: гидроксид калия

ве:

KOH = K

+ OH

–

; Ba(OH)

= BaOH

+ OH

–

, BaOH

' Ba

оли – сильные электролиты, они диссоциир

пень независимо от состава, поэтому

−2

2+ –

= 2K +

; CaCl

= Ca +

4. Кислые и оснóвные соли диссоциируют ступенчато – необратимо

ступени и обратимо на последующих:

HCO

= Na

−

HCO

−

HCO

' H

−2

ZnOHCl = ZnOH

+ Cl

–

, ZnOH

' Zn

+ OH

–

5.7. Ионообменные реакции

В растворах электролитов реакции осуществляются между ионами.

Если такие реакции сопровождаются изменением степени окисления

элементов, то они называются окислительно-восстановительными, а ес-

ли степени окисления не изменяются, то ионообменными или, для крат-

кости, ионными. К таким реакциям относятся взаимодействия кислот с

основаниями (основно-кислотные реакции), кислот и щёлочей с солями,

солей с солями, реакции гидролиза.

103

Практически необратимо идут такие ионообменные реакции, в ко-

торых образуются слабые электролиты, осадки малорастворимых и

практически нерастворимых веществ и газообразные соединения:

2 2 4 4

KOH + HCl = KOH + H

O – слабый электролит,

BaCl + Na SO = 2NaCl + BaSO ↓ – нерастворимое вещество,

S + H

= K

+ H

S↑ – газообразное вещество.

Кроме этих простых ионообменных реакций, часто встречаются

более сложные реакции:

• образование слабого электролита и газообразного соединения од-

новременно:

Na CO + 2HC1 = 2NaCl + H O + СО

2 3 2 2

↑,

• образование нерастворимого соединения и слабого электролита

одновременно:

Pb(CH

COO)

+ H

= PbSO

↓ + CH

COOH,

• разложение нерастворимого вещества с образованием газа:

C , aCO

+ 2HCl = CaCl

+ CO

↑

• взаимодейств рие амфоте ных оснований с кислотами:

С СгС1

+ ЗН

О, r(OH)

+ ЗНСl =

• взаимодействие амфотерных оснований со щелочами:

Cr(OH)

+ 3NaOH

[Cr(OH)

], = Na

• получение нормальных (средних) солей из кислых:

KHSO

+ KOH = K

+ H

• ополучение нормальных (средних) с лей из основных:

[СuОН

O. ]

Cl + HCl = CuCl

+ H

К ионообменным относятся также реакции гидролиза солей, кото-

рые рассматриваются в п. 5.8.

Уравнения ионообменных реакций, кроме обычного вида, записы-

ваются в ионном виде, в котором из него исключаются ионы, которые

не связываются в молекулы слабых электролитов, нерастворимы и га-

зообразных веществ. Ионные уравнения ценны тем, что точнее отобра-

жают сущность реакций. Обычно одно такое уравнение соответствует

нескольким молекулярным.

Рекомендуется следующая последовательность составления ион-

ных уравнений:

1. Записывается уравнение реакции в молекулярном виде.

104

2. Уравнение повторяется, но сильные электролиты записываются в

виде тех ионов, на которые они диссоциируют с учётом их числа в фор-

муле и коэффициента перед формулой вещества.

ывается ионное уравнение в окончательном, крат-

ком

сти веществ. При наличии опыта второй

этап составления ио », то есть после

ите молекулярные и ионные уравнения следующих реак-

: 1) нитрата свинца ида натрия с соляной

; 3) гидроксид дроксида хрома (III) с

гидро

2 4

NaH

ре-

жен

для

торые катионы разрывают молекулы воды по

3. Из уравнения исключаются (сокращаются) «неработающие» ио-

ны, после чего запис

виде.

При составлении ионных уравнений необходимо уметь отличать

сильные электролиты от слабых и знать, какие вещества при условиях

протекания реакций являются газами. Необходимо также иметь «под

рукой» таблицу растворимо

нного уравнения выполняется «в уме

молекулярного сразу же записывается краткое ионное.

Пример 5.9. Напиш

ций (II) с сульфидом калия; 2) гидросульф

а хрома (III) с азотной кислотой; 4) гикислотой

ксидом калия.

Решение. Для первой реакции показываем всю последовательность составле-

ния ионного уравнения:

Pb(NO

)

+ K

S = 2KNO

+ PbS↓,

+ 2NO

−

+ 2K

+ S

= 2K

+ 2NO

−

+ PbS↓,

2+ 2-

Pb + S = PbS↓.

Для остальных реакций второй этап выполняем «в уме» и окончательное крат-

кое уравнение реакции записываем сразу же после молекулярного:

+ 2NaClO = 2HClO + Na SO , H

+ ClO

–

= HClO.

S + HCl = H

S↑ + NaCl, HS

–

+ H

= H

S↑.

+ 3+

Cr(OH)

+ 3HNO

= Cr(NO

)

+ 3H

O, Cr(OH)

+ 3H = Cr + 3H

Cr(OH)

+ 3KOH = K

[Cr(OH)

], Cr(OH)

+ 3OH

–

= [Cr(OH)

]

3–

5.8. Гидролиз солей

Гидролизом («гидро» – вода, «лиз» – разложение) называются

ионообменного разложения веществ водой. Гидролиз возмоакции

различных неорганических и органических соединений, но в неор-

ганической химии он наиболее характерен для солей.

Гидролиз соли является результатом взаимодействия ионов соли с

молекулами воды. Неко

вязи H–OH, присоединяют гидроксид-анионы, а катионы водорода ос-

аются при этом в растворе. Анионы, наоборот, присоединяют катионы

водорода, а в растворе остаются ОН

–

-ионы. Появление в растворе ионов

или ОН

–

приводит к изменению среды раствора. В связи с этим, су-

105

щест

одит

пол

мож

обратимо:

обратная реакция циани и является реакцией

Следовательно, такие соли гидролизу не подвергаются и растворы таких

соле типу гидролиза под-

1. Соли образованы сильными (щелочами) и слабыми

: Na CO , KCN, Na

S, K , Ba(CH

COO) и т.д. Гидролиз

аниону с образованием слабых и среда рас-

твора становится щелочной:

дролиз таких солей

идёт раствора

(кислой

Cl + H

O ' NH

OH + HCl; NH

+ H

O ' NH

OH + H

слабыми и кислотами:

4 3

)

, Cr

и соли гидролизуются по катио-

ну и по аниону одновременно с образованием слабого основания и сла-

ер:

CN + H

O ' NH

OH + HCN; NH + CN

–

+ H

O ' NH

OH + HCN.

растворов этих солей зависит от силы образующихся осно-

вует следующее определение: гидролизом солей называются про-

текающие при их растворении реакции с водой, в результате которых

изменяется среда растворов.

Реакции гидролиза солей обратны реакциям нейтрализации слабых

кислот и оснований.

При взаимодействии сильных кислот со щелочами происх

ная нейтрализация этих веществ и среда становится нейтральной. Но

при взаимодействии слабых электролитов полная нейтрализация невоз-

на. Например, взаимодействие циановодородной кислоты с гидро-

ксидом аммония

HCN + NH

OH ' NH

CN + H

да аммония с водой как раз

гидролиза этой соли:

CN + H

O ' HCN + NH

Многие соли образованы сильными основаниями (щелочами) и

сильными кислотами: NaCl, CaCl

, KNO

, Na

, Ba(NO

)

и т.д. Ка-

тионы и анионы этих сол й с водой практически не взаимодействуют.

й имеют нейтральную среду. Другие соли по

разделяются на три группы

основаниями

SiOкислотами

2 3 2 3 2

этих солей идёт по кислот,

KCN + H

O ' HCN + KOH; CN

–

+ H

O ' HCN + OH

–

2. Соли образованы слабыми основаниями и сильными кислотами:

Cl, ZnCl

, FeSO

, Fe

(SO

)

, Al(NO

)

и т.д. Ги

по катиону с образованием слабого основания, а среда

становится кислотной ):

3. Соли образованы основаниями слабыми

NH CN, Al(CH COO т.д. Такие

бой кислоты, наприм

Среда

вания и кислоты: если основание имеет бóльшее значение константы

диссоциации, то среда будет щелочной, а если кислота – то кислотной.

106

У солей, заряды ионов которых больше единицы, гидролиз проте-

кает ступенчато. При этом на первой ступени образуются кислые (при

гидролизе по аниону) или оснóвные (при гидролизе по катиону) соли,

которые могут подвергаться дальнейшему взаимодействию с водой. Но

вторая и последу х условиях вы-

ражены настолько внимание.

+ H

O ' NaHCO

+ NaOH,

•

а при обычных условиях практически не идёт и её

можно не учиты объяснить тем,

что накопле репятству-

ет их образ

2. Гидролиз нитрата

• первая ступень:

ющие ступени гидролиза при обычны

слабо, что их можно не принимать во

Пример 5.10. Опишите ступенчатый гидролиз карбоната натрия, нитрата цин-

ка и хлорида алюминия.

Решение. 1. Гидролиз карбоната натрия теоретически может протекать в две

ступени:

• первая ступень: Na

2–

+ HOH ' HCO

–

+ OH

–

;

вторая ступень: NaHCO

+ H

O ' H

+ NaOH,

HCO

–

+ HOH ' H

+ OH

–

Но вторая ступень гидролиз

вать. Отсутствие второй ступени гидролиза можно

–

ние в растворе OH -ионов при гидролизе по первой ступени п

ованию по второй.

цинка также идёт в две ступени:

OH)NO(Zn

223

ZnOHNO ,HNO

HOHZn

;HZnOH

• вторая ступень:

OHZnOHNO

HNO)OH(Zn

HOHZnOH

+ H)OH(Zn

Но вторая ступень гидролиза практически не идёт. Отсутствие второй ступени

гидролиза можно объяснить тем, что накопление в растворе H

-ионов при гидролизе

по пе

рвой ступени препятствует их образованию по второй.

3. При гидролизе хлорида алюминия возможны три ступени:

• первая ступень:

AlCl

,HClAlOHCl

HOHAl

;HAlOH

2 ++

• вторая ступень:

OHAlOHCl

,HClCl)OH(Al

HOHAlOH

;H)OH(Al

• третья ступень:

OHCl)OH(Al

)OH(Al ,HCl

HOH)OH(Al

H)OH(Al

+ .

Реально при обычных условиях почти нацело проходит гидролиз по первой

ступени и частично по второй, а по третьей ступени гидролиз практически не идёт.

107

Гидролиз некотор может про необратимо. Гидролиз

соли протекает не од одукта гидролиза вы-

водятся из реакци ют в осад чиваются в виде газа,

например:

О = Zn(OH)

↓ + Н

SiO

↓;

Т при-

мер, при попытке я взаимодействием

растворов

нат,

2 3 2 4 2

ту и другие подобные ей реакции можно объяснить протеканием

необ

напи

су ионов в ле-

вой ч

ейся

на п

зующей

(SO

)

+ Na

S + H

O =

напи

ых солей текать

обратимо, когда ин или оба пр

и: выпада ок или улету

nSiO

+ 2Н

Al(CN)

+ 3Н

О = Al(OH)

↓ + 3HCN.

акие соли невозможно синтезировать в водном растворе. На

получения карбоната алюмини

сульфата алюминия и карбоната натрия образуется не карбо-

а гидроксид алюминия:

(SO

)

+ 3Na

+ 3Н О = 2Al(OH) ↓ + 3Na SO + 3CО ↑.

ратимого гидролиза образующегося в результате ионообменной ре-

акции карбоната алюминия:

(SO

)

+ 3Na

= Al

(CO

)

↓ + 3Na

;

(CO

)

+ 6Н

О = 2Al(OH)

+ 3H

O + CO

↑).

5.9. Тест для самоконтроля

(ответы приведены в приложении 2)

1. Для реакции схема которой приведена в молекулярном виде

NaHCO

+ HCl → NaCl + CO

+ Н

О,

шите на черновике краткое ионно-молекулярное уравнение. В от-

вете укажите округлённую суммарную молекулярную мас

асти этого уравнения.

2. Напишите на черновике уравнение гидролиза сульфита натрия. В

ответе укажите округлённую молекулярную массу соли, образующ

ервой ступени гидролиза.

3. Напишите на черновике уравнение гидролиза сульфата алюми-

ния. ответе укажите округлённую молекулярную массу соли, обра-В

ся на первой ступени гидролиза.

4. Для реакции совместного гидролиза двух солей

шите формулу вещества, выпадающего в осадок.

5. Установите соответствие между формулой соли и средой её рас-

твора:

108