Введение в химию. Стась Н.Ф. - 57 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ТПУ | Томск

Составители: 

Рубрика: 

H
3
PO
4
H
+
+ H
2
PO
4
; H
2
PO
4
H
+
+ HPO
2
4
; HPO
2
4
H
+
+ PO
3
4
;
Сильная двухосновная серная кислота диссоциирует в две ступени: по первой – необратимо, а
по второй – обратимо:
H
2
SO
4
H
+
+ HSO
4
; HSO
4
H
+
+ SO
2
4
Основания. Характерные свойства оснований в водных растворах (своеобразный «мыльный»
вкус, взаимодействие с кислотами с образованием солей, способность изменять цвета индикаторов
иначе, чем изменяют кислоты) объясняется присутствием в них гидроксид-ионов. Поэтому в ионной
теории основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-
ионов ОН
–
, например:
Са(OH)
2
= СаOH
+
+ OH
–
– первая ступень диссоциации,
СаOH
+
Са
2+
+ OH
–
– вторая ступень диссоциации.
Сила оснований определяется их растворимостью и полнотой электролитической диссоциации.
Имеется точное число (11) сильных оснований, которые хорошо растворяются в воде и диссоцииру-
ют практически нацело. Это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH,
KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)
2
, Sr(OH)
2
, Ba(OH)
2
, Ra(OH)
2
, а также гидроксид талия (І) TlOH.
Они называются щелочами.
Растворимое основание гидроксид аммония – слабое. Гидроксид аммония образуется и диссо-
циирует при растворении аммиака в воде в результате протекания, как считалось раньше, следующих
обратимых процессов:
NH
3
+ H
2
O NH
3
·H
2
O NH
4
OH NH
4
+ OH
–
Но в последние годы экспериментально установлено, что молекул NH
4
OH не существуют, а ионы
NH
4
и OH
–
образуются в результате электролитической диссоциации непосредственно гидрата аммиака
NH
3
·H
2
O.
Все остальные основания – малорастворимые или практически нерастворимые в воде вещества
– являются слабыми электролитами.
Амфотерные основания. Многие малорастворимые и практически нерастворимые основания
взаимодействуют с образованием соли и воды не только с кислотами, но и со щелочами (именно со
щелочами, а не с любыми основаниями). Такие основания называются амфотерными (двойственны-
ми). Например, гидроксид цинка, взаимодействующий с кислотами:
Zn(OH)
2
+ 2HCl = ZnCl
2
+ 2H
2
O; Zn(OH)
2
+ 2HNO
3
= Zn(NO
3
)
2
+ 2H
2
O,
взаимодействует и со щелочами: с расплавленными щелочами он образует оксоцинкаты, а с
растворами щелочей – комплексные гидроксоцинкаты:
Zn(OH)
2
+ 2KOH (расплав) = K
2
ZnO
2
+ 2H
2
O; Zn(OH)
2
+ 2KOH(раствор) = K
2
[Zn(OH)
4
].
Двойственная природа амфотерных оснований связана с тем, что в водных растворах они дис-
социируют одновременно по типу основания и по типу кислоты. Например, схема равновесия (сум-
марного, учитывающего две ступени диссоциации) в растворе гидроксида цинка такова:
2H
+
+ ZnO
2
2
Zn(OH)
2
Zn
2+
+ 2OH
–
(раствор)
↑↓
Zn(OH)
2
(осадок)
Существует разделение оснований на сильноамфотерные и слабоамфотерные. К сильноамфо-
терным обычно относят те основания, которые взаимодействуют с разбавленными растворами щело-
чей. Это Be(OH)
2
, Zn(OH)
2
, Al(OH)
3
, Ga(OH)
3
, Sn(OH)
2
, Pb(OH)
2
, Cr(OH)
3
, Sb(OH)
3
и др. К слабо-
амфотерным относят те основания, которые взаимодействуют с концентрированными растворами и
расплавами щелочей: Cu(OH)
2
, Mn(OH)
2
, Fe(OH)
2
, Fe(OH)
3
, Mn(OH)
3
, Au(OH)
3
и др.
Cоли. В ионной теории соли рассматриваются как электролиты, которые в водных раство-
рах диссоциируют на катионы металлов (или аммония) и анионы – кислотные остатки.

Страницы