12. ТЕОРІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНОЇ ДИСОЦІАЦІЇ

12. ТЕОРІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНОЇ ДИСОЦІАЦІЇ

12.4. Властивості основ, кислот та солей у світлі теорії електролітичної дисоціації

Речовини, які належать до одного класу, мають властивості, притаманні цьому класу. Так, усі кислоти кислі на смак, однаково змінюють забарвлення індикаторів, реагують з лугами та основними оксидами тощо. Загальні властивості основ протилежні властивостям кислот – вони реагують з кислотами та кислотними оксидами. Розчинні у воді основи – луги – милкі на дотик, однаково змінюють забарвлення індикаторів, роз’їдають біологічні матеріали.

Виявлення класом сполук однакових властивостей пояснює теорія електролітичної дисоціації.

Дисоціація кислот завжди супроводжується утворенням іона Н⁺ (точніше Н₃О⁺), який зумовлює описані вище загальні властивості кислот:

HAn ↔ H⁺ + An^–           або             HAn + H₂O ↔ H₃O⁺ + An^–,

де An^– – аніон кислотного залишку.

Інших катіонів, крім H⁺ (H₃O⁺) при дисоціації кислот не утворюється, тому, з точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти – це електроліти, які при дисоціації у водних розчинах утворюють лише катіони H⁺ (H₃O⁺).

Кількість катіонів Н⁺, що утворюються при дисоціації однієї молекули кислоти, визначає її основність. Розрізняють одноосновні (HHal, HNO₃), двоосновні (H₂CO₃, H₂SO₄, H₂C₂O₄), триосновні (H₃PO₄), і поліосновні (багатоосновні) кислоти (H₄P₂O₇, H₅IO₆).

Кислоти, основність яких більша від одиниці, дисоціюють ступінчато, кількість ступенів дисоціації дорівнює основності кислоти. Наприклад, оксалатна кислота H₂С₂O₄ дисоціює за двома ступенями:

H2С2O4 ↔ Н+ + НС2О4–	І ступінь
НС2О4– ↔ Н+ + С2О4–	ІІ ступінь
H2С2O4 ↔ 2Н+ + С2О4–	сумарно

Дисоціація за першим ступенем проходить максимально, а за кожним наступним зменшується (див. Ступінь дисоціації).

Дисоціація основ супроводжується утворенням аніонів лише одного типу – гідроксид-іонів ОН^–, які обумовлюють раніше окреслені загальні властивості даного класу:

KtOH ↔ Kt⁺ + OH^–

де Kt⁺ – катіон металу або амоніаку NH₄⁺.

Тому основи – електроліти, при дисоціації яких у водних розчинах аніонами є лише гідроксид-іони ОН^–.

Кількість гідроксид-іонів ОН^–, що утворюються при дисоціації однієї молекули основи, визначає її кислотність. Розрізняють однокислотні (NaOH, NH₄OH), двокислотні (Ca(OH)₂, Fe(OH)₂), трикислотні (Al(OH)₃, Fe(OH)₃) і полікислотні (багатокислотні) (Pb(OH)₄) основи.

Основи, кислотність яких більша від одиниці, дисоціюють ступінчато, кількість ступенів дисоціації дорівнює кислотності основи. Наприклад, барій гідроксид Ba(OH)₂ дисоціює за двома ступенями:

Ba(OH)2 ↔ Ba(OH)+ + ОH–	І ступінь
Ba(OH)+ ↔ Ba2+ + ОH–	ІІ ступінь
Ba(OH)2 ↔ Ba2+ + 2ОH–	сумарно

Як і у випадку кислот, дисоціація основ за першим ступенем проходить максимально, а за кожним наступним зменшується (див. Ступінь дисоціації).

Основи та оксигеновмісні кислоти можна розглядати як гідроксиди – сполуки загальної формули R–OH, де R – деяка частинка, наприклад Na‑OH – натрій гідроксид , H₂SO₄ або SO₂(OH)₂ – сульфатна кислота або сульфур (VI) дигідроксидіоксид.

Залежно від природи частинки R, гідроксиди можуть дисоціювати за типом кислоти або основи:

R–OH ↔ RO^– + H⁺ – дисоціація за типом кислоти

R–OH ↔ R⁺ + ОH^– – дисоціація за типом основи

Напрям дисоціації визначається положенням елемента, що входить до складу R у Періодичній системі. Посилення дисоціації за типом кислоти і послаблення за типом основи в періодах відбувається зліва направо (табл 12.2), а в групах – знизу вверх (табл. 12.3).

Таблиця 12.2

Характер зміни кислотно-основних властивостей елементів ІІІ періоду

Група	I	II	III	IV	V	VI	VII
Гідроксид	NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3	H2SiO3	H3PO4	H2SO4	HClO4
Властивості	сильна основа	слабка основа	амфоліт	слабка кислота	кислота середньої сили	сильна кислота	дуже сильна кислота

Таблиця 12.3

Характер зміни кислотно-основних властивостей елементів VA підгрупи

Період	2	3	4	5	6
Гідроксид	HNO3	H3PO4	H3AsO4	Sb(OH)3	Bi(OH)3
Властивості	сильна кислота	кислота середньої сили	слабка кислота	амфоліт	слабка основа

Речовини, які залежно від умов здатні дисоціювати за типом кислоти (з утворенням катіонів Н⁺) або основи (з утворенням аніонів ОН^–) називають амфолітами.

Найпростіший амфоліт – вода:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^–

Розглянемо дисоціацію типового амфоліту алюміній гідроксду Al(OH)₃.

За типом основи Al(OH)₃:

Al(OH)3 ↔ Al(OH)2+ + ОH–	І ступінь
Al(OH)2– ↔ Al(OH)2+ + ОH– Al(OH)2+ ↔ Al3+ + ОH–	ІІ ступінь ІІI ступінь
Al(OH)3 ↔ Al3+ + 3ОH–	сумарно

За типом кислоти Н₃AlO₃:

Н3AlO3 ↔ H2AlO3– + H+	І ступінь
Н2AlO3– ↔ HAlO32– + H+ HAlO32+ ↔ AlO33– + H+	ІІ ступінь ІІI ступінь
Н3AlO3 ↔ AlO33– + 3H+	сумарно

Дисоціація солей. Залежно від продуктів дисоціації, розрізняють середні (нормальні), кислі, основні, змішані, подвійні та комплексні солі.

Середні солі дисоціюють з утворенням катіонів металу або NH₄⁺ та аніонів кислотного залишку:

Na₃PO₄ ↔ Na⁺ + PO₄^3–

Fe₂(SO₄)₃ ↔ 2Fe³⁺ + 3SO₄^2–

Кислі солі дисоціюють з утворенням катіонів металу або NH₄⁺, Н⁺ та аніонів кислотного залишку. Дисоціація відбувається ступінчато, на першій стадії відщеплюється катіон металу (або NH₄⁺), на другій – катіон Н⁺:

NaНСO3 ↔ Na+ + НСO3–	І ступінь
НСO3– ↔ Н+ + СO32–	ІІ ступінь
Na2НPO4 ↔ 2Na+ +Н+ + PO43–	сумарно

Основні солі дисоціюють з утворенням катіонів металу та аніонів кислотного залишку і гідроксид-іонів. Дисоціація відбувається ступінчато, на першій стадії відщеплюється аніон кислотного залишку, на другій – аніон ОН^–:

Сa(OH)Cl ↔ Ca(OH)+ + Cl–	І ступінь
Сa(OH)+ ↔ Ca2+ + ОН–	ІІ ступінь
Сa(OH)Cl ↔ Ca2+ + Cl– + ОН–	сумарно

Змішані солі дисоціюють з утворенням катіонів металу та різних аніонів кислотних залишків. Відщеплення аніонів відбувається одночасно:

Сa(OCl)Cl ↔ Ca²⁺ + Cl^– + ОCl^–

Подвійні солі дисоціюють з утворенням катіонів різних металів (або металу та NH₄⁺) та аніона кислотного залишку. Відщеплення катіонів відбувається одночасно:

KAl(SO₄)₂ ↔ K⁺ + Al³⁺ + SО₄^2–

Комплексні солі – електроліти, дисоціація яких супроводжується утворенням комплексних іонів (див. Комплексні сполуки).