Друкувати цей розділДрукувати цей розділ

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 + + 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 основиелектроліти, 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+ + PO43–

Fe2(SO4)3  2Fe3+ + 3SO42–

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++ + 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+ + SО42–

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