Сильные и слабые гидроксиды. Кислоты и основания

Мы дали определение гидролиза , вспомнили некоторые факты о солях . Сейчас мы обсудим сильные и слабые кислоты и выясним, что "сценарий" гидролиза зависит именно от того, какой кислотой и каким основанием образована данная соль.

← Гидролиз солей. Часть I

Сильные и слабые электролиты

Напомню, что все кислоты и основания можно условно разделить на сильные и слабые . Сильные кислоты (и, вообще, сильные электролиты) в водном растворе диссоциируют практически полностью. Слабые электролиты распадаются на ионы в незначительной степени.

К сильным кислотам относятся:

H 2 SO 4 (серная кислота),
HClO 4 (хлорная кислота),
HClO 3 (хлорноватая кислота),
HNO 3 (азотная кислота),
HCl (соляная кислота),
HBr (бромоводородная кислота),
HI (иодоводородная кислота).

Ниже приведен список слабых кислот:

H 2 SO 3 (сернистая кислота),
H 2 CO 3 (угольная кислота),
H 2 SiO 3 (кремниевая кислота),
H 3 PO 3 (фосфористая кислота),
H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота),
HClO 2 (хлористая кислота),
HClO (хлорноватистая кислота),
HNO 2 (азотистая кислота),
HF (фтороводородная кислота),
H 2 S (сероводородная кислота),
большинство органических кислот, напр., уксусная (CH 3 COOH).

Естественно, невозможно перечислить все существующие в природе кислоты. Приведены лишь наиболее "популярные". Следует также понимать, что разделение кислот на сильные и слабые является достаточно условным.

Существенно проще обстоят дела с сильными и слабыми основаниями. Можно воспользоваться таблицей растворимости . К сильным основаниям относятся все растворимые в воде основания, кроме NH 4 OH. Эти вещества называют щелочами (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 и т. д.)

Слабые основания - это:

все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 и т. д.),
NH 4 OH (гидроксид аммония).

Гидролиз солей. Главные факты

Читающим эту статью может показаться, что мы уже забыли об основной теме разговора, и ушли куда-то в сторону. Это не так! Наша беседа о кислотах и основаниях, о сильных и слабых электролитах имеет прямое отношение к гидролизу солей . Сейчас вы в этом убедитесь.

Итак, позвольте изложить вам основные факты:

Не все соли подвергаются гидролизу. Существуют гидролитически устойчивые соединения, например, хлорид натрия.
Гидролиз солей может быть полным (необратимым) и частичным (обратимым).
В ходе реакции гидролиза происходит образование кислоты или основания, изменяется кислотность среды.
Принципиальная возможность гидролиза, направление соответствующей реакции, ее обратимость или необратимость определяются силой кислоты и силой основания , которыми образована данная соль.
В зависимости от силы соответствующей кислоты и соотв. основания, все соли можно условно разделить на 4 группы . Для каждой из этих групп характерен свой "сценарий" гидролиза.

Пример 4 . Соль NaNO 3 образована сильной кислотой (HNO 3) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз не идет, новых соединений не образуется, кислотность среды не изменяется.

Пример 5 . Соль NiSO 4 образована сильной кислотой (H 2 SO 4) и слабым основанием (Ni(OH) 2). Идет гидролиз по катиону, в ходе реакции образуются кислота и основная соль.

Пример 6 . Карбонат калия образован слабой кислотой (H 2 CO 3) и сильным основанием (KOH). Гидролиз по аниону, образование щелочи и кислой соли. Щелочная среда раствора.

Пример 7 . Сульфид алюминия образован слабой кислотой (H 2 S) и слабым основанием (Al(OH) 3). Идет гидролиз как по катиону, так и по аниону. Необратимая реакция. В ходе процесса образуются H 2 S и гидроксид алюминия. Кислотность среды меняется в незначительной степени.

Попробуйте самостоятельно:

Упражнение 2 . К какому типу относятся следующие соли: FeCl 3 , Na 3 PO 3 , KBr, NH 4 NO 2 ? Подвергаются ли эти соли гидролизу? По катиону или по аниону? Что образуется в ходе реакции? Как меняется кислотность среды? Уравнения реакций можно пока не записывать.

Нам осталось последовательно обсудить 4 группы солей и для каждой из них привести специфический "сценарий" гидролиза. В следующей части мы начнем с солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.

Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).

Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.

Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Химические свойства оснований

Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.

1. Действуют на индикаторы . Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Константа гидролиза равна отношению произведения концентраций
продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли.

Пример 1. Вычислить степень гидролиза NH 4 Cl.

Решение: Из таблицы находим Кд(NH 4 ОН)=1,8∙10 -3 , отсюда

Кγ=Кв/Кд к = =10 -14 /1,8∙10 -3 = 5,56∙10 -10 .

Пример 2. Вычислить степень гидролиза ZnCl 2 по 1 ступени в 0,5 М растворе.

Решение: Ионное уравнение гидролиза Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +

Kд ZnOH +1=1,5∙10 -9 ; hγ=√(Кв/ [Кд осн ∙Cм]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36%).

Пример 3. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN; б) Na 2 CO 3 ; в) ZnSO 4 . Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение: а) Цианид калия KCN - соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. I приложения) HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К + и анионы CN - . Катионы К + не могут связывать ионы ОН - воды, так как КОН - сильный электролит. Анионы же CN - связывают ионы Н + воды, образуя молекулы слабого элекролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CN - + Н 2 О HCN + ОН -

или в молекулярной форме

KCN + Н 2 О HCN + КОН

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН - , поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН > 7).

б) Карбонат натрия Na 2 CO 3 - соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО 3 2- , связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО - 3 , а не молекулы Н 2 СО 3 , так как ионы НСО - 3 диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н 2 СО 3 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CO 2- 3 +H 2 O HCO - 3 +ОН -

или в молекулярной форме

Na 2 CO 3 + Н 2 О NaHCO 3 + NaOH

В растворе появляется избыток ионов ОН - , поэтому раствор Na 2 CO 3 имеет щелочную реакцию (рН > 7).

в) Сульфат цинка ZnSO 4 - соль слабого многокислотного основания Zn(OH) 2 и сильной кислоты H 2 SO 4 . В этом случае катионы Zn + связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH + . Образование молекул Zn(OH) 2 не происходит, так как ионы ZnOН + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Zn 2+ + Н 2 О ZnOН + + Н +

или в молекулярной форме

2ZnSO 4 + 2Н 2 О (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO 4 имеет кислую реакцию (рН < 7).

Пример 4. Какие продукты образуются при смешивании растворов A1(NO 3) 3 и К 2 СО 3 ? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение. Соль A1(NO 3) 3 гидролизуется по катиону, а К 2 СО 3 - по аниону:

А1 3+ + Н 2 О А1ОН 2+ + Н +

СО 2- 3 + Н 2 О НСО - з + ОН -

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН - образуют молекулу слабого электролита Н 2 О. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН) 3 и СО 2 (Н 2 СО 3). Ионно-молекулярное уравнение:

2А1 3+ + ЗСО 2- 3 + ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3 + ЗСО 2

молекулярное уравнение: ЗСО 2 + 6KNO 3

2A1(NO 3) 3 + ЗК 2 СО 3 + ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3

Гидролиз соли» — Формировать представление о химии как производительной силе общества. Уксусная кислота СН3СООН– самая древняя из органических кислот. В кислотах — группы карбоксильные, Но все кислоты здесь — несильные.

Все кислоты, их свойства и основания делятся на сильные и слабые. Например, нельзя сделать концентрированный раствор слабой кислоты или разбавленный раствор сильного основания. Наша вода в этом случае играет роль основания, так как получает протон от соляной кислоты. Кислоты, которые диссоциируются нацело в водных растворах, называются сильными.

Для оксидов, гидратированных неопределённым числом молекул воды, например Tl2O3 n H2O, недопустимо писать формулы типа Tl(OH)3. Называть такие соединениями гидроксидами также не рекомендуется.

Для оснований можно количественно выразить их силу, то есть способность отщеплять протон от кислоты. Все основания являются твердыми веществами, имеющими различную окраску. Внимание! Щёлочи являются очень едкими веществами. При попадании на кожу растворы щелочей вызывают сильные долгозаживающие ожоги, при попадании в глаза могут вызвать слепоту. При обжиге содержащих мышьяк кобальтовых минералов выделяется летучий ядовитый оксид мышьяка.

Такие свойства молекулы воды вам уже известны. II) и раствором уксусной кислоты. HNO2) — только один протон.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. 1. Действуют на индикаторы. Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.

Охладите емкости, например, поместив их в сосуд со льдом. Три раствора останутся прозрачными, а четвертый быстро помутнеет, начнет выпадать белый осадок. Вот в нем-то и находится соль бария. Отложите эту емкость в сторону. Можно быстро определить углекислый барий и другим способом. Это довольно просто сделать, вам понадобятся фарфоровые чашки для выпаривания и спиртовка. Если это соль лития – цвет будет ярко-красным. Кстати, если бы таким же образом испытали соль бария – цвет пламени должен был быть зеленым.

Электролит – вещество, которое в твердом состоянии является диэлектриком, то есть не проводит электрического тока, однако, в растворенном или расплавленном виде становится проводником. Запомните, что степень диссоциации и, соответственно, сила электролита находятся в зависимости от многих факторов: природы самого электролита, растворителя, температуры. Поэтому само это разделение в известной степени условно. Ведь одно и то же вещество может при различных условиях быть и сильным электролитом, и слабым.

Гидролиз не идет, новых соединений не образуется, кислотность среды не изменяется. Как меняется кислотность среды? Уравнения реакций можно пока не записывать. Нам осталось последовательно обсудить 4 группы солей и для каждой из них привести специфический «сценарий» гидролиза. В следующей части мы начнем с солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. H раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса.

Чем этот показатель ниже, тем сильнее кислота. Сильная или слабая — это нужно в справочнике к.-н. смотреть, но классику нужно знать. Сильные — это такие кислоты, которые могут вытеснить из соли анион другой кислоты.

12.4. Сила кислот и оснований

Направление смещения кислотно-основного равновесия определятся следующим правилом:
Кислотно-основные равновесия смещены в сторону более слабой кислоты и более слабого основания.

Кислота тем сильнее, чем легче она отдает протон, а основание тем сильнее, чем легче оно принимает протон и прочнее его удерживает. Молекула (или ион) слабой кислоты не склонна отдавать протон, а молекула (или ион) слабого основания не склонна его принимать, этим и объясняется смещение равновесия в их сторону. Силу кислот, а также силу оснований можно сравнивать только в одном и том же растворителе
Так как кислоты могут реагировать с разными основаниями, то соответствующие равновесия будут смещены в ту или иную сторону в разной степени. Поэтому для сравнения силы разных кислот определяют, насколько легко эти кислоты отдают протоны молекулам растворителя. Аналогично определяется и сила оснований.

Вы уже знаете, что молекула воды (растворителя) может и принимать, и отдавать протон, то есть проявляет и свойства кислоты, и свойства основания. Поэтому и кислоты, и основания можно сравнивать между собой по силе в водных растворах. В одном и том же растворителе сила кислоты в значительной степени зависит от энергии рвущейся связи А-Н, а сила основания – от энергии образующейся связи В-Н.
Для количественной характеристики силы кислоты в водных растворах можно использовать константу кислотно-основного равновесия обратимой реакции данной кислоты с водой:
HА + Н 2 О А + H 3 O .

Для характеристики силы кислоты в разбавленных растворах, в которых концентрация воды практически постоянна, пользуются константой кислотности :

где K к (HA) = K c ·.

Совершенно аналогично для количественной характеристики силы основания можно использовать константу кислотно-основного равновесия обратимой реакции данного основания с водой:

А + Н 2 О НА + ОН ,

а в разбавленных растворах – константу основности

, где K о (HA) = K c ·.

Практически для оценки силы основания используют константу кислотности кислоты, получающейся из данного основания (так называемой " сопряженной " кислоты), так как эти константы связаны простым соотношением

К о (А ) = К (Н 2 О)/К к (НА).

Иными словами, основание тем сильнее, чем слабее сопряженная кислота. И наоборот, кислота тем сильнее, чем слабее сопряженное основание .

Константы кислотности и основности, как правило, определяются экспериментально. Значения констант кислотности различных кислот приведены в приложении 13, а значения констант основности оснований – в приложении 14.
Для оценки того, какая часть молекул кислоты или основания в состоянии равновесия подверглась реакции с водой, используется величина, аналогичная (и однородная) мольной доле и называемая степенью протолиза (). Для кислоты НА

Здесь величина с индексом " пр" (в числителе) характеризует прореагировавшую часть молекул кислоты НА, а величина с индексом " исх" (в знаменателе) – исходную порцию кислоты.
В соответствии с уравнением реакции

n пр (HA) = n (H 3 O ) = n (A ) c пр (HA) = c (H 3 O ) = c (A );
= = a · с исх (НА);
= (1 – a) · с исх (НА).

Подставив эти выражения в уравнение константы кислотности, получим

Таким образом, зная константу кислотности и общую концентрацию кислоты, можно определить степень протолиза этой кислоты в данном растворе. Аналогично через степень протолиза можно выразить и константу основности основания, поэтому в общем виде

Это уравнение представляет собой математическое выражение закона разбавления Оствальда . Если растворы разбавленные, то есть исходная концентрация не превышает 0,01 моль/л, то можно использовать приближенное соотношение

K = 2 ·c исх.

Для грубой оценки степени протолиза это уравнение можно использовать и при концентрациях до 0,1 моль/л.
Кислотно-основные реакции – процессы обратимые, но не всегда. Рассмотрим поведение в воде молекул хлороводорода и фтороводорода:

Молекула хлороводорода отдает протон молекуле воды и превращается в хлорид-ион. Следовательно, в воде хлороводород проявляет свойства кислоты, а сама вода – свойства основания . Тоже происходит и с молекулой фтороводорода, и, следовательно, фтороводород тоже проявляет свойства кислоты. Поэтому водный раствор хлороводорода называют хлороводородной (или соляной) кислотой, а водный раствор фтороводорода – фтороводородной (или плавиковой) кислотой. Но между этими кислотами есть существенное различие: соляная кислота реагирует с избытком воды необратимо (полностью), а плавиковая – обратимо и незначительно. Следовательно, молекула хлороводорода легко отдает протон молекуле воды, а молекула фтороводорода делает это с трудом. Поэтому соляная кислота относится к сильным кислотам , а плавиковая – к слабым.

Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 , HNO 3 и некоторые другие.
Теперь обратим внимание на правые части уравнений реакций с водой хлороводорода и фтороводорода. Фторид-ион может принимать протон (отрывая его у иона оксония) и превращаться в молекулу фтороводорода, а хлорид-ион не может. Следовательно, фторид-ион проявляет свойства основания, а хлорид-ион таких свойств не проявляет (но только в разбавленных растворах).
Как и кислоты, существуют сильные и слабые основания .

К сильным веществам-основаниям относятся все хорошо растворимые ионные гидроксиды (их называют еще " щелочами " ), так как при их растворении в воде гидроксид-ионы полностью переходят в раствор.

К слабым основаниям относится NH 3 (К О = 1,74· 10 –5) и некоторые другие вещества. К ним же относятся и практически нерастворимые гидроксиды элементов, образующих металлы, (" гидроксиды металлов") потому, что при взаимодействии этих веществ с водой в раствор переходит лишь ничтожное количество гидроксид-ионов.
Слабые основания-частицы (их еще называют " анионные основания" ): F , NO 2 , SO 3 2 , S 2 , CO 3 2 , PO 4 3 и другие анионы, образующиеся из слабых кислот.
Не обладают основными свойствами анионы Cl , Br , I , HSO 4 , NO 3 и другие анионы, образующиеся из сильных кислот
Не обладают кислотными свойствами катионы Li , Na , K , Ca 2 , Ba 2 и другие катионы, входящие в состав сильных оснований.

Кроме частиц-кислот и частиц-оснований, существуют еще частицы, проявляющие и кислотные, и основные свойства. Такие свойства молекулы воды вам уже известны. Кроме воды, это гидросульфит-ион, гидросульфид-ион и другие аналогичные ионы. Например, HSO 3 проявляет как свойства кислоты
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O , так и свойства основания
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH .

Подобные частицы называются амфолитами .

Большинство частиц-амфолитов представляют собой молекулы слабых кислот, потерявшие часть протонов (HS , HSO 3 , HCO 3 , H 2 PO 4 , HPO 4 2 и некоторые другие). Анион HSO 4 не проявляет основных свойств и является довольно сильной кислотой (К К = 1,12 . 10 –2), а потому к амфолитам не относится. Соли, в состав которых входят такие анионы, называются кислыми солями .

Примеры кислых солей и их названий:

Как вы уже, наверное, заметили, у кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакций есть много общего. Проследить общие черты и найти отличия этих типов реакций вам поможет схема, изображенная на рисунке 12.3.

СИЛА КИСЛОТЫ, СИЛА ОСНОВАНИЯ, КОНСТАНТА КИСЛОТНОСТИ, КОНСТАНТА ОСНОВНОСТИ, СОПРЯЖЕННАЯ КИСЛОТА, СОПРЯЖЕННОЕ ОСНОВАНИЕ, СТЕПЕНЬ ПРОТОЛИЗА, ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА, СИЛЬНАЯ КИСЛОТА, СЛАБАЯ КИСЛОТА, СИЛЬНОЕ ОСНОВАНИЕ, СЛАБОЕ ОСНОВАНИЕ, ЩЕЛОЧЬ, АНИОННОЕ ОСНОВАНИЕ, АМФОЛИТЫ, КИСЛЫЕ СОЛИ
1.Какая из кислот в большей степени склонна отдавать протон в водном растворе а) азотная или азотистая, б) серная или сернистая, в) серная или соляная, г) сероводородная или сернистая? Составьте уравнения реакций. В случае обратимых реакций запишите выражение для констант кислотности.
2.Сравните энергию атомизации молекул HF и HCl. Согласуются ли эти данные с силой плавиковой и соляной кислот?
3.Какая частица является более сильной кислотой: а) молекула угольной кислоты или гидрокарбонат-ион, б) молекула фосфорной кислоты, дигидрофосфат-ион или гидрофосфат-ион, в) молекула сероводорода или гидросульфид-ион?
4.Почему в приложении 13 вы не найдете константы кислотности серной, соляной, азотной и некоторых других кислот?
5.Докажите справедливость соотношения, связывающего константу основности и константу кислотности сопряженных кислоты и основания.
6.Запишите уравнения реакций с водой а) бромоводорода и азотистой кислоты, б) серной и сернистой кислот, в) азотной кислоты и сероводорода. В чем отличия этих процессов?
7.Для следующих амфолитов: HS , HSO 3 , HCO 3 , H 2 PO 4 , HPO 4 2 , H 2 O – составьте уравнения реакций этих частиц с водой, запишите выражения для констант кислотности и основности, выпишите значения этих констант из приложений 13 и 14. Определите, какие свойства, кислотные или основные преобладают у этих частиц?
8.Какие процессы могут происходить при растворении в воде фосфорной кислоты?
Сравнение реакционной способности сильных и слабых кислот.

12.5. Кислотно-основные реакции ионов оксония

И кислоты, и основания различаются по силе, по растворимости, по устойчивости и по некоторым другим характеристикам. Важнейшей из этих характеристик является сила. Наиболее характерно свойства кислот проявляются у сильных кислот. В растворах сильных кислот частицами-кислотами являются ионы оксония. Поэтому в этом параграфе мы рассмотрим реакции в растворах, протекающие при взаимодействии ионов оксония с различными веществами, содержащими частицы-основания. Начнем с самых сильных оснований.

а) Реакции ионов оксония с оксид-ионами

Среди очень сильных оснований важнейшим является оксид-ион, входящий в состав основных оксидов, которые, как вы помните, представляют собой ионные вещества. Этот ион - одно из сильнейших оснований. Поэтому основные оксиды (например, состава MO), даже не реагирующие с водой, легко реагируют с кислотами. Механизм реакции:

В этих реакциях оксид-ион не успевает перейти в раствор, а сразу реагирует с ионом оксония. Следовательно, реакция протекает на поверхности оксида. Такие реакции идут до конца, так как из сильной кислоты и сильного основания образуется очень слабый амфолит (вода).

Пример. Реакция азотной кислоты с оксидом магния:

MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H 2 O.

Так реагируют с сильными кислотами все основные и амфотерные оксиды, но если образуется нерастворимая соль, то реакция в некоторых случаях очень замедляется, так как слой нерастворимой соли препятствует проникновению кислоты к поверхности оксида (пример - реакция оксида бария с серной кислотой).

б) Реакции ионов оксония с гидроксид-ионами

Из всех частиц-оснований, существующих в водных растворах, гидроксид-ион является самым сильным основанием. Его константа основности (55,5) во много раз превышает константы основности остальных частиц-оснований. Гидроксид-ионы входят в состав щелочей и при их растворении переходят в раствор. Механизм реакции ионов оксония с гидроксид-ионами:

Пример 1. Реакция соляной кислоты с раствором гидроксида натрия:

HCl p + NaOH p = NaCl p + H 2 O.

Как и реакции с основными оксидами, такие реакции идут до конца (необратимы) потому, что в результате передачи протона ионом оксония (сильной кислотой, K K = 55,5) гидроксид-иону (сильному основанию, K О = 55,5) образовались молекулы воды (очень слабого амфолита, K K = K O = 1,8·10 -16).
Вспомним, что реакции кислот с основаниями (в том числе и со щелочами) называются реакциями нейтрализации.
Вы уже знаете, что в чистой воде присутствуют ионы оксония и гидроксид-ионы (за счет автопротолиза воды), но их концентрации равны и крайне незначительны: с (Н 3 О ) = с (ОН ) = 10 -7 моль/л. Поэтому их присутствие в воде практически незаметно.
То же наблюдается и в растворах веществ, не являющихся ни кислотами, ни основаниями. Такие растворы называют нейтральными.

Но если в воду добавить вещество-кислоту или вещество-основание, то в растворе появится избыток одного из этих ионов. Раствор станет кислым или щелочным.

Гидроксид-ионы входят в состав не только щелочей, но и практически нерастворимых оснований, а также амфотерных гидроксидов (амфотерные гидроксиды в этом отношении можно рассматривать как ионные соединения). Со всеми этими веществами ионы оксония также реагируют, причем, как и в случае основных оксидов, реакция протекает на поверхности твердого вещества. Механизм реакции для гидроксида состава M(OH) 2:

Пример 2. Реакция раствора серной кислоты с гидроксидом меди. Так как гидросульфат-ион довольно сильная кислота (K K 0,01), обратимостью его протолиза можно пренебречь и записать уравнения этой реакции следующим образом:

Cu(OH) 2 + 2H 3 O = Cu 2 + 4H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4р = CuSO 4 + 2H 2 O.

в) Реакции ионов оксония со слабыми основаниями

Как и в растворах щелочей, в растворах слабых оснований также присутствуют гидроксид-ионы, но их концентрация во много раз меньше, чем концентрация самих частиц-оснований (это отношение равно степени протолиза основания). Поэтому скорость реакции нейтрализации гидроксид-ионов во много раз меньше, чем скорость реакции нейтрализации самих частиц-оснований. Следовательно, преобладающей будет реакция между ионами оксония и частицами-основаниями.

Пример 1. Реакция нейтрализации соляной кислоты раствором аммиака:

В результате реакции получаются ионы аммония (слабая кислота, K K = 6·10 -10) и молекулы воды, но, так как один из исходных реагентов (аммиак) основание слабое (K O = 2·10 -5), то реакция обратима

Но равновесие в ней очень сильно сдвинуто вправо (в сторону продуктов реакции), настолько сильно, что обратимостью часто пренебрегают, записывая молекулярное уравнение этой реакции со знаком равенства:

HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.

Пример 2. Реакция бромоводородной кислоты с раствором гидрокарбоната натрия. Будучи амфолитом, гидрокарбонат-ион в присутствии ионов оксония ведет себя как слабое основание:

Образующаяся угольная кислота может содержаться в водных растворах лишь в очень небольших концентрациях. При увеличении концентрации она разлагается. Механизм разложения можно представить себе следующим образом:

Суммарные химические уравнения:

H 3 O + HCO 3 = CO 2 + 2H 2 O
HBr р + NaHCO 3р = NaBr р + CO 2 + H 2 O.

Пример 3. Реакции, протекающие при сливании растворов хлорной кислоты и карбоната калия. Карбонат-ион тоже слабое основание, хотя и более сильное, чем гидрокарбонат-ион. Реакции между этими ионами и ионом оксония полностью аналогичны. В зависимости от условий проведения, реакция может остановиться на стадии образования гидрокарбонат-иона, а может привести и к образованию углекислого газа:

а) H 3 O + CO 3 = HCO 3 + H 2 O
HClO 4р + K 2 CO 3р = KClO 4р + KHCO 3р;
б) 2H 3 O + CO 3 = CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4р + K 2 CO 3р = 2KClO 4р + CO 2 + H 2 O.

Аналогичные реакции протекают даже в том случае, когда соли, содержащие частицы-основания, нерастворимы в воде. Как и в случае основных оксидов или нерастворимых оснований, в этом случае реакция тоже протекает на поверхности нерастворимой соли.

Пример 4. Реакция между соляной кислотой и карбонатом кальция:
CaCO 3 + 2H 3 O = Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3р + 2HCl р = CaCl 2р + CO 2 + H 2 O.

Препятствием к проведению таких реакций может послужить образование нерастворимой соли, слой которой будет затруднять проникновение ионов оксония к поверхности реагента (например, в случае взаимодействия карбоната кальция с серной кислотой).

НЕЙТРАЛЬНЫЙ РАСТВОР, КИСЛЫЙ РАСТВОР, ЩЕЛОЧНОЙ РАСТВОР, РЕАКЦИЯ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ.
1.Составьте схемы механизмов реакций ионов оксония со следующими веществами и частицами: FeO, Ag 2 O, Fe(OH) 3 , HSO 3 , PO 4 3 и Cu 2 (OH) 2 CO 3 . По схемам составьте ионные уравнения реакций.
2.С какими из следующих оксидов будут реагировать ионы оксония: CaO, CO, ZnO, SO 2 , B 2 O 3 , La 2 O 3 ? Составьте ионные уравнения этих реакций.
3.С какими из следующих гидроксидов будут реагировать ионы оксония: Mg(OH) 2 , B(OH) 3 , Te(OH) 6 , Al(OH) 3 ? Составьте ионные уравнения этих реакций.
4.Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций бромоводородной кислоты с растворами следующих веществ: Na 2 CO 3 , K 2 SO 3 , Na 2 SiO 3 , KHCO 3 .
5.Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций раствора азотной кислоты со следующими веществами: Cr(OH) 3 , MgCO 3 , PbO.
Реакции растворов сильных кислот с основаниями, основными оксидами и солями.

12.6. Кислотно-основные реакции слабых кислот

В отличии от растворов сильных кислот в растворах слабых кислот в качестве частиц-кислот присутствуют не только ионы оксония, но и молекулы самой кислоты, причем молекул кислоты во много раз больше, чем ионов оксония. Поэтому в этих растворах преобладающей реакцией будет реакция самих частиц-кислот с частицами-основаниями, а не реакции ионов оксония. Скорость реакций с участием слабых кислот всегда меньше скорости аналогичных реакций с участием сильных кислот. Часть этих реакций обратима, и тем больше, чем слабее участвующая в реакции кислота.

а) Реакции слабых кислот с оксид-ионами

Это единственная группа реакций слабых кислот, которые протекают необратимо. Скорость реакции зависит от силы кислоты. Некоторые слабые кислоты (сероводородная, угольная и др.) в реакции с малоактивными основными и амфотерными оксидами (CuO, FeO, Fe 2 O 3 , Al 3 O 3 , ZnO, Cr 2 O 3 и др.) не вступают.

Пример. Реакция, протекающая между оксидом марганца(II) и раствором уксусной кислоты. Механизм этой реакции:

Уравнения реакции:
MnO + 2CH 3 COOH = Mn 2 + 2CH 3 COO + H 2 O
MnO + 2CH 3 COOH р = Mn(CH 3 COO) 2р + H 2 O.(Соли уксусной кислоты называются ацетатами)

б) Реакции слабых кислот с гидроксид-ионами

В качестве примера рассмотрим, как реагируют с гидроксид-ионами молекулы фосфорной (ортофосфорной) кислоты:

В результате реакции получаются молекулы воды и дигидрофосфат-ионы.
Если после завершения этой реакции в растворе остаются гидроксид-ионы, то дигидрофосфат-ионы, являясь амфолитами, будут с ними реагировать:

Образуются гидрофосфат-ионы, которые, также являясь амфолитами, могут реагировать с избытком гидроксид-ионов:

Ионные уравнения этих реакций

H 3 PO 4 + OH H 2 PO 4 + H 2 O;
H 2 PO 4 + OH HPO 4 2 + H 2 O;
HPO 4 + OH PO 4 3 + H 2 O.

Равновесия этих обратимых реакций смещены вправо. В избытке раствора щелочи (например, NaOH) все эти реакции протекают практически необратимо, поэтому их молекулярные уравнения обычно записывают так:

H 3 PO 4р + NaOH р = NaH 2 PO 4р + H 2 O;
NaH 2 PO 4р + NaOH р = Na 2 HPO 4р;
Na 2 HPO 4р + NaOH р = Na 3 PO 4р + H 2 O.

Если целевым продуктом этих реакций является фосфат натрия, то можно записать и суммарное уравнение:
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

Таким образом, молекула фосфорной кислоты, вступая в кислотно-основные взаимодействия, может последовательно отдавать один, два или три протона. В аналогичном процессе молекула сероводородной кислоты (H 2 S) может отдавать один или два протона, а молекула азотистой кислоты (HNO 2) - только один протон. Соответственно, эти кислоты относят к трехосновным, двухосновным и одноосновным.

Соответствующая характеристика основания называется кислотностью.

Примеры однокислотных оснований - NaOH, KOH; примеры двукислотных оснований - Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 .
Наиболее сильные из слабых кислот могут реагировать и с гидроксид-ионами, входящими в состав нерастворимых оснований и даже амфотерных гидроксидов.

в) Реакции слабых кислот со слабыми основаниями

Практически все эти реакции обратимы. В соответствии с общим правилом равновесия в таких обратимых реакциях смещены в сторону более слабых кислот и более слабых оснований.

ОСНОВНОСТЬ КИСЛОТЫ, КИСЛОТНОСТЬ ОСНОВАНИЯ.
1.Составьте схемы механизмов реакций, протекающих в водном растворе между муравьиной кислотой и следующими веществами: Fe 2 O 3 , KOH и Fe(OH) 3 . По схемам составьте ионные и молекулярные уравнения этих реакций. (ион тетрааквацинка) и 3aq aq + H 3 O .
4.В каком направлении сместится равновесие в этом растворе а) при его разбавлении водой, б) при добавлении в него раствора сильной кислоты?