12. ТЕОРІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНОЇ ДИСОЦІАЦІЇ

Однією з характерних особливостей водних розчинів солей, кислот та лугів є електропровідність. Дистильована вода майже не проводить електричний струм, а сухі солі, кислоти та луги взагалі не мають такої здатності. Разом з тим, розплави зазначених речовин проводять електричний струм.

12.1. Основні положення

За здатністю проводити електричний струм у водному розчині і розплаві усі речовини поділяють на електроліти і неелектроліти.

Електроліти – речовини, водні розчини або розплави яких проводять електричний струм. Електролітами є солі, кислоти, луги. У їх молекулах є іонні або сильно полярні ковалентні зв’язки.

Неелектроліти – речовини, водні розчини або розплави яких не проводять електричний струм. Це прості речовини елементів-неметалів, багато органічних сполук (вуглеводні, вуглеводи, естери тощо).

Для пояснення електропровідності розчинів і розплавів електролітів С. Арреніус (Швеція) у 1887 р. запропонував теорію електролітичної дисоціації, за що у 1903 р. йому була присуджена Нобелівська премія.

Розглянемо основні положення теорії електролітичної дисоціації.

1. При розчиненні або плавленні електроліту, його молекули розпадаються на іони – відбувається електролітична дисоціація (іонізація).

Іон (гр. ion – той, що іде) – заряджений атом або група атомів. Іони бувають прості (одноатомні: H⁺, Na⁺, Cl^–, S^2– тощо) і складні (багатоатомні: OH^–, SO₄^2–, NH₄⁺, H₂PO₄^– тощо). Формули іонів записують вказуючи справа верхнім індексом заряд іона (в умовних одиницях відносно заряду електрона, який рівний ‑1). На відміну від запису ступеня окиснення, при наведенні заряду іона спочатку записують кількість одиниць заряду (число 1 зазвичай опускають), а потім – знак заряду (“+” або “–”), наприклад H⁺, OH^–, NH₄⁺, PO₄^3–.

2. У розчині або розплаві електроліту іони рухаються хаотично (неупорядковано), а при пропусканні електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до негативного електрода (катода), а негативно заряджені – до позитивного (анода).

Позитивно заряджені іони називають катіонами (H⁺, NH₄⁺, іони металів Na⁺, Al³⁺ тощо).

Негативно заряджені іони називають аніонами (OH^–, кислотні залишки F^–, СO₃^2–, HSO₄^– тощо).

3. Дисоціація – процес оборотний. Паралельно з процесом дисоціації (розпадом молекул на іони) відбувається асоціація (об’єднання іонів у молекули).

Дисоціацію молекул електроліту записують схемами, у яких замість знаку рівності ставлять стрілку. Зліва у схемах записують недисоційовані молекули, а справа – утворені іони:

Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2–

 Як бачимо, кількість утворених іонів рівна сумі індексів біля атома металу та кислотного залишку.

Абсолютні сумарні значення зарядів катіонів та аніонів рівні і протилежні за знаком, тому розчини електролітів є електронейтральними.

12.2. Механізм електролітичної дисоціації

Механізм електролітичної дисоціації пояснив у 1891 р. І.А. Каблуков, об’єднавши для цього хімічну теорію розчинів Д.І. Менделєєва та фізичну С. Арреніуса.

Згідно з фізико-хімічною теорією Каблукова, молекули розчинника взаємодіють з молекулами та іонами розчиненої речовини з утворенням нестійких сполук – сольватів (у випадку, коли розчинник вода – гідратів).

Процес розпаду на іони сполук з іонним зв’язком можна представити так: будь-який іон, який перебуває на поверхні кристала, утворює навколо себе електростатичне поле (катіон – позитивне, аніон – негативне). Внаслідок сил притягання полярні молекули води (диполі) орієнтуються відносно кристала так, що позитивна сторона молекули води підходить до негативного поля аніона, а негативна – до позитивного (катіона). В результаті іон-дипольної взаємодії виділяється енергія, що веде до розриву іонних зв’язків у кристалі і переходу іонів у розчин, де їх утримують молекули води (гідратація) (рис. 10.1).

У випадку розчинення полярної молекули HCl (диполь) у воді, орієнтація молекул розчинника (Н₂О) навколо молекул HCl відбувається як в іонних сполук. У результаті диполь-дипольної взаємодії електронна хмара, що утворює хімічний зв’язок зміщується до атома хлору, а ковалентний зв’язок перетворюється в іонний – відбувається іонізація зв’язку (рис. 12.1).

Рис. 12.1. Схема електролітичної дисоціції

Гідратовані іони Н⁺ записують формулою Н₃О⁺ (точніше Н₃О⁺*nН₂О, де n = 0 – 4) і називають іони гідроксонію:

 Загальна схема дисоціації електроліту складу Kt_nAn_m:

Kt_nAn_m + xH₂O → nKt⁺∙yH₂O + mAn^–∙(x – y)H₂O,

або без урахування процесу гідратації:

Kt_nAn_m → nKt⁺ + mAn^–.

Останнє рівняння не показує ролі води в процесі дисоціації і тому не розкриває механізм процесу.

Роль розчинника у процесі електролітичної дисоціації проілюструємо прикладом. На відміну від водного розчину HCl, розчин його у бензені С₆Н₆ не проводить електричний струм, оскільки полярні молекули HCl не дисоціюють у неполярному розчиннику. Отже, дисоціація відбувається лише у полярних розчинниках (вода Н₂О, рідкий амоніак NH₃, ацетатна кислота СН₃СООН тощо).

Іони за фізичними та хімічними властивостями відрізняються від атомів, з яких вони утворені, що пояснюється різною будовою електронних оболонок відповідних атомів та іонів. Іони перебувають у стійкіших електронних конфігураціях, ніж атоми.

У розчинах іони s- i p-елементів зазвичай безбарвні, іони d-елементів забарвлені. Гідратовані і негідратовані іони одного і того ж елемента різноманітно забарвлені: тверді солі кобальту (ІІ) – білого кольору, їх розчини – рожеві (іони Co²⁺∙nH₂O).

12.3. Ступінь дисоціації. Фактори, що впливають на ступінь дисоціації

Для кількісної характеристики електролітичної дисоціації використовують поняття ступінь дисоціації – відношення кількості молекул, що розпались на іони (n) до вихідної кількості молекул (N):

де a (альфа) – безрозмірна величина, виражається у частках від одиниці або у %.

Якщо електроліт дисоціює повністю, то a = 1 або 100%. Для неелектролітів a = 0 або 0%.

Ступінь дисоціації ацетатної кислоти СН₃СООН у 0,01 М водному розчині при 18 ⁰С становить 4,3×10^-2 або 4,3%. Це означає, що із 1000 розчинених молекул СН₃СООН лише 43 розпадаються на іони за схемою:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^– + Н⁺

утворюючи при цьому 43 катіони Н⁺ та 43 аніони СН₃СОО^–, а решта 957 молекул СН₃СООН перебувають у недисоційованому стані.

Ступінь дисоціації залежить від природи розчиненої речовини, розчинника, температури розчину та його концентрації і наявності у розчині інших електролітів.

Розглянемо докладніше вплив цих факторів.

Природа розчиненої речовини суттєво впливає на ступінь дисоціації. Так, ступінь дисоціації 0,1 М водного розчину HClO (0,055%) набагато менший ніж ступінь дисоціації 0,1 М водного розчину СН₃СООН (4,3%) за тих же умов.

Природа розчинника. У полярних розчинниках (вода, ацетатна кислота) електролітична дисоціація відбувається в різній мірі. Так. у водних розчинах ступінь дисоціації тих же речовин вищий, ніж у оцтовокислих. Інший приклад – у водному розчині ацетатна кислота дисоціює, а у бензені С₆Н₆ – перебуває у недисоційованому стані.

Зі зростанням температури ступінь дисоціації, як правило, зростає за рахунок послаблення іонних зв’язків у молекулах електролітів.

При зменшенні концентрації електроліту, тобто при розведенні розчину, ступінь дисоціації зростає, оскільки зростають відстані між іонами в розчині і зменшується ймовірність об’єднання їх в молекули.

Наявність у розчині інших електролітів. Згідно з принципом Ле-Шательє при зростанні концентрації однойменних іонів у розчині електроліту ступінь дисоціації зменшується. Так, при додаванні до водного розчину ацетатної кислоти СН₃СООН ацетату натрію СН₃СООNa, рівновага зміщується у бік недисоційованих молекул кислоти:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^– + Н⁺

СН₃СООNa → СН₃СОО^– + Na⁺.

Аналогічний ефект буде при підкисленні розчину, що веде до зростання концентрації катіонів Н⁺.

Якщо ж до вихідного розчину кислоти додати лугу (NaOH), то ступінь дисоціації зросте, оскільки з реакційного середовища виводяться іони Н⁺:

СН₃СООН + ОН^– ↔ СН₃СОО^– + Н₂О.

За величиною ступеня дисоціації електроліти поділяють на сильні, слабкі та середньої сили.

Електроліти, ступінь дисоціації яких у відносно концентрованих розчинах становить понад 30% називають сильними. Вони практично повністю дисоціюють на іони у розчинах будь-якої концентрації. До них відносять більшість солей, мінеральних кислот, лугів.

Електроліти, ступінь дисоціації яких у відносно розведених розчинах становить менше 3% називають слабкими. До них відносять більшість органічних і деякі мінеральні (HClO, H₂S, H₂CO₃) кислоти, нерозчинні основи (Al(OH)₃, Zn(OH)₂, NH₄OH). Вода теж є слабким електролітом.

Електроліти, ступінь дисоціації яких більший ніж 3% та менший ніж 30% – середньої сили. Вони практично повністю дисоціюють на іони у розчинах будь-якої концентрації. Це – деякі неорганічні кислоти (H₂SO₃, H₃PO₄, HNO₂) та основи (Mg(OH)₂).

Визначити силу мінеральної оксигеновмісної кислоти можна за формулою Е(ОН)_nО_m, де Е – центральний атом. Якщо m < 2, кислота слабка, m ³ 2 – сильна (табл. 12.1). Це пояснюється тим, що атоми Оксигену відтягують на себе спільні електронні пари і електронна густина від ОН-груп зміщується до атома кислотоутворючого елемента, зв’язок Н–О в ОН-групі стає полярнішим:

Чим поляризованіший зв’язок, тим він слабший і тому кислота сильніша.

Таблиця 12.1

Сила кислот складу Е(ОН)_nО_m

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:

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:

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

Таблиця 12.3

Характер зміни кислотно-основних властивостей елементів VA підгрупи

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:

За типом кислоти Н₃AlO₃:

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⁺:

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^–:

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).

12.5. Константа дисоціації

Поділ електролітів на сильні та слабкі в залежності від ступеня дисоціації є умовним, оскільки величина a залежить від багатьох факторів (див. ступінь дисоціації) і може змінюватись у широких межах. Тому з цією метою використовують константу іонізації (дисоціації).

Запишемо схему дисоціації електроліту загальної формули KtAn:

KtAn ↔ Kt⁺ + An^–

Константа рівноваги цього процесу, згідно із законом дії мас, описується рівнянням:

Константа іонізації (дисоціації) К – константа рівноваги процесу дисоціації електроліту.

Константа дисоціації слабких електролітів залежить від температури, природи електроліту, розчинника і не залежить від концентрації.

Чим більше значення К, тим сильніше дисоціює електроліт, і тим сильнішою є відповідна кислота або основа.

Якщо електроліт дисоціює ступінчато, то К_і визначають для кожного ступеня, а загальне значення К дорівнює добутку ступінчатих К_і:

Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^– ; 

Н₂РО₄^– ↔ Н⁺ + НРО₄^2–; 

НРО₄^2– ↔ Н⁺ + РО₄^3– ;   

Н₃РО₄ ↔ 3Н⁺ + РО₄^3– ;  

Як бачимо, Н₃РО₄ максимально дисоціює за першим ступенем і у цьому випадку є сильною кислотою. На кожній наступній стадії дисоціація відбувається у меншій мірі, і тому у розчинах фосфатної кислоти містяться молекули Н₃РО₄, катіони Н⁺ та аніони Н₂РО₄^–, НРО₄^2–, РО₄^3–. Кількість кожного наступного компонента поступово зменшується.

Для зручності запису, використовують не абсолютні значення К, а їх десяткові логарифми зі знаком “–”:

–lg K = pK

рК – показник сили електроліту. Якщо ввести індекси а – кислота (англ. acid – кислота), а b – основа (англ. basis – основа), то рК_а – показник кислотності, рК_b – показник основності (табл. 12.4).

Таблиця 12.4

Значення К_х та рК_х деяких слабких кислот та основ

Порівнюючи значення рК_а, наприклад, для нітритної HNO₂ та сульфітної H₂SO₃ кислот, бачимо, що H₂SO₃ за першим ступенем дисоціації сильніша, ніж HNO₂, а за другим – слабкіша. Аналогічно алюміній гідроксид Al(OH)₃ сильніша основа, ніж ферум (ІІІ) гідроксид Fe(OH)₃.

Зауважимо, що при наявності у розчині одночасно кількох кислот або основ різної сили, у реакцію, наприклад, нейтралізації, спочатку буде вступати електроліт з найменшим значенням рК_х, і далі у порядку зростання рК_х. Так, коли у розчині одночасно присутні H₂SO₃ і HNO₂, при додаванні NaOH, спочатку реагує H₂SO₃ за першим ступенем, потім HNO₂, і, нарешті, H₂SO₃ за другим ступенем (табл. 12.4):

H₂SO₃ + NaOH = NaHSO₃ + H₂O;

HNO₂ + NaOH = NaNO₂ + H₂O;

NaHSO₃ + NaOH = Na₂SO₃ + H₂O.

Легко показати зв’язок між К та a для слабкого електроліту, наприклад мурашиної кислоти НСООН, яка дисоціює за схемою:

НСООН + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + НСОО^–

Запишемо К_а цього процесу:

Зі схеми дисоціації видно, що [Н₃О⁺] = [НСОО^–] = α_НСООНС_НСООН, а [НСООН] = С_НСООН – α_НСООНС_НСООН = (1 – α_НСООН)С_НСООН.

Підставивши одержані значення в рівняння для К_а, одержимо:

Оскільки у розчинах слабких електролітів значення α дуже мале, то 1 ‑ α » 1, тому К_а = α²С_НСООН і .

Наведена формула – математичний вираз закону розведення Оствальда, і показує, що зі зростанням концентрації С електроліту, ступінь дисоціації α зменшується.

Використовуючи дану формулу можна обчислити [Н⁺] і [ОН^–] в розчинах слабких одноосновних кислот та однокислотних основ відповідно. Для прикладу, виведемо формулу для розрахунку [Н⁺] у розчині мурашиної кислоти НСООН.

Враховуючи, що [Н⁺] = [ НСОО^–], і оскільки  НСООН – слабка кислота, то вона у розчині дисоціює незначною мірою, а тому часткою дисоційованих молекул НСООН можна знехтувати, і [НСООН] = С_НСООН:

, [Н⁺]² = К_аС_а або [Н⁺] = .

Аналогічно можна довести, що для слабкої основи [ОН^–] = .

12.6. Дисоціація води. Поняття про рН та кислотно-основні індикатори

Чиста вода дуже погано проводить електричний струм, але все ж електропровідність води можна зафіксувати, що пояснюється незначною самодисоціацією води на іони Н⁺ та ОН^– (автопротоліз):

Н₂О + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^–

Експериментально встановлено, що при 25 ⁰С [Н₃О⁺] = [ОН^–] = 10^–7 моль/л.

Запишемо вираз для визначення К_Н2О води:

, звідки К_Н2О[Н₂О]² = [Н₃О⁺][ОН^–]

Оскільки ступінь дисоціації води дуже незначний, то [Н₂О] = С_Н2О, тобто С_Н2О = 55,56 моль/л* і можна прийняти, що в розбавлених розчинах С_Н2О така ж. Введемо позначення К_w = К_Н2О[Н₂О]². Одержимо:

К_w = [Н₃О⁺][ОН^–] = 10^–7∙10^–7 = 10^–14.

Величину К_w називають іонний добуток води і при незмінній температурі він сталий. При зростанні температури К_w зростає (при 100 ⁰С К_w = 5,5∙10^–13).

Якщо [Н₃О⁺] = [ОН^–] = 10^–7 моль/л, то розчин нейтральний, [Н₃О⁺] > [ОН^–] > 10^–7 моль/л, розчин кислий, а коли [Н₃О⁺] < [ОН^–] < 10^–7 моль/л – лужний. Незалежно від значень [Н₃О⁺] та [ОН^–], завжди [Н₃О⁺][ОН^–] = 10^–14.

Для зручності, використовують значення десяткових логарифмів [Н₃О⁺], взяті зі знаком “–”: –lg[Н₃О⁺] = pH (читається “пе аш”) (табл. 12.5).

Таблиця 12.5

Концентрація іонів Н₃О⁺ та рН деяких розчинів

Зв’язок між [Н₃О⁺] та рН наведено на схемі.

Аналогічно з рН (водневий показник), введено рОН – гідроксильний показник: рОН = –lg[OH^–]. рН та рОН пов’язані відношенням:

рН + рОН = 14

Значення рН розчинів експериментально можна визначити використовуючи кислотно-основні індикатори – речовин, що змінюють забарвлення, залежно від [Н₃О⁺]. Характеристики деяких кислотно-основних індикаторів наведені в табл. 12.6.

Таблиця 12.6

Залежність забарвлення деяких кислотно-основних індикаторів

від рН середовища

Існують універсальні індикатори, використовуючи які можна визначити рН будь-якого розчину з точністю до одиниці.

Найточніше значення рН визначають приладами – рН-метрами.

Багато процесів відбуваються лише при певних значеннях рН. Так, рН шлункового соку людини – 1,7, відхилення від цього значення ведуть до порушення процесів травлення. Рослини нормально ростуть на грунтах з відповідним для даного виду значенням рН. Велика роль рН у проходженні окисно-відновних процесів (див. Хімія окисно-відновних процесів).

12.7. Сучасні уявлення про кислоти та основи

Теорія електролітичної дисоціації зробила вагомий внесок у розвиток уявлень про кислоти та основи. Однак, сьогодні назріла потреба розширити уявлення про кислоти та основи для пояснення фактів, які не вкладаються у рамки раніше розглянутої теорії. Вона не пояснює реакцій між кислотами та основами, які не дисоціюють на іони. Зокрема, газоподібний безводний хлороводень HCl реагує з твердими лугами (NaOH, KOH). Відомі речовини, які не маючи ОН-груп, виявляють властивості основ:

NH₃ + HCl = NH₄Cl

Вивчення цих реакцій та процесів у неводних розчинах призвело до створення загальних теорій кислот та основ.

У 1926 р. І. Бренстед (Данія) і Т. Лоурі (Великобританія) запропонували протолітичну (протонну) теорію кислот та основ.

Згідно з цією теорією, кислота – речовина або частинка, здатна віддавати катіон Н⁺ (протон) – донор, а основа – речовина або частинка, здатна приєднати протон – акцептор:

Пов’язані цим співвідношенням кислоту та основу називають кон’югованими. Кислоти та основи у загальному називають протоліти.

Якщо в розчині наявні кислота та основа, що не є кон’югованими, то відбуваються процеси:

А₁ ↔ Н⁺ + В₁,

В₂ + Н⁺ ↔ А₂.

Або сумарно А₁ + В₂ ↔ В₁ + А₂.

З позиції протолітичної теорії кислот та основ розглянемо взаємодію сухого амоніаку NH₃ з безводним гідроген хлоридом HCl:

Деякі речовини, залежно від умов можуть виявляти властивості кислоти або основи (бути амфотерними):

Як поведе себе речовина – як кислота чи як основа – визначається енергією зв’язку з протоном. У ряду NH₃ – H₂O – HF вона максимальна у амоніаку NH₃, мінімальна для гідроген фториду HF а у води Н₂О має проміжне значення. Тому в сумішах з NH₃, Н₂О поводить себе як кислота, а з HF – як основа:

NH₃ + Н₂О ↔ NH₄⁺ + OH^–

HF + Н₂О ↔ H₃O⁺ + F^–

Загальніше визначення кислот та основ запропонував Г. Льюїс (США), припустивши, що кислотно-основні властивості не обов’язково супроводжуються переносом протона. Згідно з його уявленнями, кислота – (кислота Льюїса) – частинка-акцептор електронної пари, а основа (основа Льюїса) – частинка-донор електронної пари. У результаті їх взаємодії утворюються солі:

Порівняння деяких теорій кислот та основ наведено у табл. 12.7.

Таблиця 12.7

Розвиток уявлень про кислоти та основи

12.8. Реакції у розчинах електролітів. Іонні рівняння

Згідно з теорією електролітичної дисоціації усі реакції в розчинах електролітів зводяться до міжіонних взаємодій. Якщо при взаємодії різнойменно заряджених іонів утворюються малодисоційовані сполуки, або один чи декілька продуктів виходять з реакційного середовища (утворюється вода, виділяється газ, випадає осад), то реакція відбувається практично повністю, у протилежному випадку встановлюється динамічна рівновага між реагентами і продуктами реакції. При зливанні розчинів натрій хлориду NaCl і калій нітрату KNO₃ і наступному випаровуванні, утворюється суміш чотирьох солей (NaCl, KNO₃, NaNO₃ та KCl):

NaCl + KNO₃ ↔ NaNO₃ + KCl

Реакції у розчинах електролітів записують у формі іонних рівнянь. При записі цих рівнянь сильні електроліти наводять в іонній формі, а малодисоційовані сполуки (гази, нерозчинні у воді речовини і воду) – у молекулярній формі (табл. 12.8).

Таблиця 12.8

Форма запису деяких речовин у розчинах

При складанні іонних рівнянь слід додержуватись алгоритму:

1. Записати схему реакції у молекулярній формі і розставити коефіцієнти.
2. Записати повне іонне рівняння з урахуванням електролітичної дисоціації (табл. 12.8).
3. Скоротити однакові члени у лівій і правій частинах рівняння.
4. Записати скорочене іонне рівняння, що відображає суть хімічного процесу в розчині.
5. Перевірити алгебраїчну суму зарядів у лівій і правій частинах рівняння. Якщо вона дорівнює нулю, рівняння складене правильно.

Розглянемо кілька прикладів.

Приклад 1. Реакція нейтралізації сильної кислоти лугом.

1. HCl + KOH = H₂O + KCl.
2. H⁺ + Cl^– + K⁺ + OH^– = H₂O + K⁺ + Cl^–.

3, 4. H⁺ + OH^– = H₂O.

5. + 1 + (– 1) = 0, скорочене іонне рівняння складене правильно.

Отже, реакція нейтралізації сильної кислоти лугом фактично зводиться до взаємодії іонів Н⁺ та ОН^– з утворенням молекули Н₂О. У випадку будь-якої іншої сильної кислоти або лугу, скорочене іонне рівняння буде мати такий же вигляд. Якщо ж узяти слабку кислоту і луг, одержимо:

СН₃СООН + КОН = СН₃СООК + Н₂О

СН₃СООН + ОН^– = СН₃СОО^– + Н₂О

У випадку сильної кислоти і слабкої основи:

HCl + NH₄OH = NH₄Cl + H₂O

H + NH₄OH = NH₄⁺ + H₂O

Приклад 2. Реакції з утворенням осаду і/або виділенням газу.

а) Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂↑­ + H₂O

CO₃^2– + 2H⁺ = CO₂­↑ + H₂O

б) CaCl₂ + 2AgNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2AgCl↓

Cl^– + Ag⁺ = AgCl↓

в) BaCO₃ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + CO₂­↑ + H₂O

BaCO₃ + 2H⁺ + SO₄^2– = BaSO₄↓ + CO₂­↑

Приклад 3. Оборотні іонні реакції.

NaNO₃ + KBr ↔ KNO₃ + NaBr

Записати скорочене іонне рівняння у цьому випадку неможливо, тому вважають, що ця реакція не відбувається (див. вище).

Окисно-відновні реакції у розчинах див. Хімія окисно-відновних процесів.