ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

.

Кислотами с точки зрения электролитической диссоциации называются электролиты, образующие в водных растворах положительно заряженные ноны водорода и анионы кислотного остатка. Ионы водорода являются характерными для кислот и определяют их свойства. Кислоты, являющиеся сильными электролитами: азотная HNО₃, соляная НСl, бромоводородная НВr, иодоводородная HI, серная H₂SO₄, марганцовая НМnО₄ и другие.

Слабых электролитов значительно больше, чем сильных. Слабыми электролитами являются кислоты: сернистая H₂SO₃, фтороводородная HF, угольная H₂СO₃, сероводородная H₂S, уксусная CH₃COOН и др. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Примеры диссоциации кислот:

HCl = H⁺ + Cl ^‑

CH₃COOH CH₃COO^‑ + H⁺

I ступень: H₂SO₃ H⁺+ HSО₃^‑ или H₂SO₃ 2H⁺+ SО₃^2-,

II ступень: HSО₃^‑ H⁺ + SО₃^{2 ‑}

С точки зрения электролитической диссоциации основаниями называются электролиты, образующие в водных растворах отрицательно заряженные гидроксид-ионы ОН^‑ и катионы металлов. Гидроксид-ионы обуславливают общие свойства оснований.

Основания с валентностью катиона больше единицы диссоциируют ступенчато. Сильными электролитами являются основания, в которых катионами являются щелочные и щелочноземельные металлы, за исключением Вe(ОН)₂ и Mg(OH)₂.

Основания преимущественно являются слабыми электролитами, особенно образованные амфотерными металлами. Амфотерные гидроксиды вкислой среде диссоциируют как основания, в щелочной ─ как кислоты. Примеры диссоциации оснований и амфотерных гидроксидов:

NaOH = Na⁺ + OH^- ;

I ст. Fe(OH)₂ FeOH⁺+OH^-

II ст. FeOH⁺ Fe²⁺ + OH^- или Fe(OH)₂ Fe²⁺ + 2OH^- ;

Zn²⁺ + 2OH^- Zn(OH)₂ H₂ZnО₂ 2H⁺ + ZnO₂^2- .

Солями называются электролиты, диссоциирующие в воде на положительные ионы металла и отрицательные ионы кислотного остатка. Все соли, хорошо растворимые в воде, являются сильными электролитами. Примеры диссоциации нормальных (средних), кислых, основных, комплексных и двойных солей:

КВr = К⁺ + Вr^-; K₃[Fe(CN)₆]=3K⁺+[Fe(CN)₆]^3-;

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^- ; KAl(SO₄)₂ = K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-.

АlOHCl₂ =АlOН²⁺+2С1^-;

Изучение различных реакций, в основном в неводных средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теорий кислот и оснований принадлежит протонная теория, согласно которой кислотой является донор протона, то есть частица (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода ─ протон, а основанием ─ акцептор протона, т. е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Например, в реакции:

HC1+NH₃ = NH₄⁺ + Cl^-

ион С1^- ─ основание, сопряженное кислоте НCl, а ион NH₄⁺ ─ кислота, сопряженная основанию NH₃.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые распадаются молекулы растворенных веществ. Реакции записывают в трех формах: молекулярной, полной ионно-молекулярной и сокращенной ионно-молекулярной. Сильные электролиты записываются в виде ионов, средние и слабые электролиты, осадки и газы – в виде молекул. Сущность реакции отражается сокращенным ионно-молекулярным уравнением, в котором указываются только частицы, которые непосредственно вступают в реакцию и не указываются ионы и молекулы, концентрация которых существенно не изменяется. Реакции между электролитами протекают в сторону образования газа, осадка или более слабого электролита.

Пример реакции в растворах электролитов: нейтрализация слабым основанием (гидроксидом аммония) сильной азотной кислоты. Молекулярное уравнение реакции:

HNO₃ + NH₄OH = NH₄NO₃ + Н₂О.

В этой реакции сильные электролиты ─ азотная кислота и образующаяся соль – нитрат аммония, которые записывают в виде ионов, а слабые ─ гидроксид аммония и вода, которые записывают в виде молекул. Полное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

Н⁺ + NО₃^- + NH₄OH = NH₄⁺ + NO₃^- + Н₂О.

Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы NО₃^-, исключая их, записывается сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

H⁺ + NH₄OH = NH₄⁺ + H₂O.