Уравнение реакции с основаниями и амфотерными гидроксидами

Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Содержание:

Первое знакомство с основаниями состоялось при изучении взаимодействия воды с активными металлами и с оксидами активных металлов. В состав оснований входит одновалентная группа атомов OH (гидроксогруппа). Следовательно, основаниям можно дать следующее определение:

Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или нескольким группами атомов OH.

Общая формула оснований выглядит следующим образом: Ме (ОН)_x, где Ме – металл; x – индекс.

Номенклатура оснований

Название оснований включает в себя слово «гидроксид», названия металла и его валентности. Более того, для элементов с постоянной валентностью она не указывается.

Название основания = «Гидрооксид» + название Me + валентность (в скобках)

Классификация оснований

Все основания можно классифицировать по различным признакам. Рассмотрим это в нижеприведенной таблице.

Из таблицы мы видим, что наблюдается большое различие по некоторым признакам. В зависимости от этого, различные группы оснований, обладают не схожими химическими свойствами.

Химические свойства щелочей (Щ)

Водные растворы Щ изменяют окраску индикаторов, тем самым можно определить реакцию среды.

Реакция нейтрализации заключается во взаимодействии основания и кислоты, ход которой можно проследить по изменению окраски индикаторов. Данная реакция характерна и для щелочей, и для нерастворимых оснований.

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Для Щ характерны реакции с солями, в результате образуется другая соль и основание.

Могут вступать в реакции с кислотными оксидами, при этом образуется нерастворимая соль и вода.

В отличии от нерастворимых оснований, не разлагаются при нагревании.

Химические свойства нерастворимых оснований

Так же как и щелочи, могут изменять окраску индикаторов.
Характерна реакция нейтрализации.

При нагревании разлагаются с образованием основного оксида и воды.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

К амфотерным гидроксидам относятся сложные вещества, способные проявлять свойства кислот либо оснований при определенных условиях.

Формулы данных соединений можно представить в виде оснований и в виде кислот.

ZnO — Zn(OH)₂ ↔ H₂ZnO₂
Al₂O₃ — Al(OH)₂ ↔ H₃AlO₃
GeO₂ — Ge(OH)₄ ↔ H₄GeO₄

В нейтральной среде не растворяются и не диссоциируют на ионы. Способны разлагаться в кислотах и щелочах.

При взаимодействии с кислотами образуется соль и вода.

В результате реакции со щелочами образуются те же соединения, что и в предыдущей реакции.

Способны взаимодействовать с основными оксидами

Так же как и щелочи взаимодействуют с солями.

Свойства оснований, амфотерных гидроксидов, кислот и солей. Ионный обмен и диссоциация

Теория к заданию 7 из ЕГЭ по химии

Химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Основания — это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп ($–OH$).

Общая формула $↖<+y>(OH)_y$,где $y$ — число гидроксогрупп, равное степени окисления металла $↖<+y>$.

Признаки классификации	Группы оснований	Примеры
Растворимость в воде	растворимые (щелочи)	$NaOH, KOH, Ca(OH)_2, Ba(OH)_2$
Растворимость в воде	нерастворимые	$Cu(OH)_2, Fe(OH)_2, Fe(OH)_3$
Степень электролитической диссоциации	сильные ($α→1$)	щелочи
Степень электролитической диссоциации	слабые ($α→0$)	нерастворимые основания, водный р-р аммиака $NH_3·H_2O$
Кислотность (число гидроксогрупп)	однокислотные	$NaOH, KOH$
Кислотность (число гидроксогрупп)	двухкислотные	$Fe(OH)_2, Cu(OH)_2$

Свойства щелочей — гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов

1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса — в синий цвет, фенолфталеина — в малиновый.

2. Водные растворы диссоциируют:

3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реакцию обмена:

$NaOH+HCl=NaCl+H_2O$ — реакция нейтрализации.

Многокислотные основания могут давать средние и основные соли:

4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду:

5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

6. Взаимодействуют с растворимыми в воде солями, если образуется осадок или газ:

Нерастворимые основания ($Cr(OH)_3, Mn(OH)_2$ и др.) взаимодействуют с кислотами и разлагаются при нагревании:

Амфотерные оксиды и гидроксиды.

$H_2ЭO_2$ Кислотная форма	—-$ЭO$—- $BeO, ZnO, GeO, SnO, PbO, …$	$Э(OH)_2$ Основная форма
$H_3ЭO_3$ Кислотная ортоформа $НЭO_2$ Кислотная метаформа	—-$Э_2O_3$—- $Al_2O_3, Ga_2O_3, In_2O_3, Tl_2O_3,$ $Cr_2O_3, Fe_2O_3, Sb_2O_3, …$	$Э(OH)_3,$ чаще $Э_2O_3·nH_2O,ЭO(OH)$ Основная форма
$H_4ЭO_4$ Кислотная ортоформа $Н_2ЭO_3$ Кислотная метаформа	—-$ЭO_2$—- $GeO_2,SnO_2, PbO_2, VO_2, TiO_2, …$	$Э(OH)_4,$ чаще $ЭO·nH_2O,ЭO(OH)_2$ Основная форма

Химические свойства амфотерных соединений

1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они обнаруживают основные свойства:

2. Взаимодействуя со щелочами — сильными основаниями, они обнаруживают кислотные свойства:

$Zn(OH)_2+2NaOH=Na_2[Zn(OH)_4]$ — комплексная соль;

$Al(OH)_3+NaOH=Na[Al(OH)_4]$ — комплексная соль.

Комплексными называют соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.

Химические свойства кислот

Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков.

Классификация кислот.

В обычных условиях кислоты могут быть твердыми (фосфорная $H_3PO_4$; кремниевая $H_2SiO_3$) и жидкими (в чистом виде жидкостью является серная кислота $H_2SO_4$).

Такие газы, как хлороводород $HCl$, бромоводород $HBr$, сероводород $H_2S$, в водных растворах образуют соответствующие кислоты.

Разделение кислот на группы по различным признакам представлено в таблице.

Признаки классификации	Группы кислот	Примеры
Наличие кислорода в кислотном остатке	а) кислородные б) бескислородные	$H_3PO_4, HNO_3$ $H_2S, HCl, HBr$
Основность	а) одноосновные б) двухосновные в) трехосновные	$HCl, HNO_3$ $H_2S, H_2SO_4$ $H_3PO_4$
Растворимость в воде	а) растворимые б) нерастворимые	$H_2SO_4, H_2S, HNO_3$ $H_2SiO_3$
Летучесть	а) летучие б) нелетучие	$H_2S, HCl, HNO_3$ $H_2SO_4, H_2SiO_3, H_3PO_4$
Степень электролитической диссоциации	а) сильные б) слабые	$H_2SO_4, HCl, HNO_3$ $H_2S, H_2SO_3, H_2CO_3$
Стабильность	а) стабильные б) нестабильные	$H_2SO_4, H_3PO_4, HCl$ $H_2SO_3, H_2CO_3, H_2SiO_3$

Часто путают понятия летучесть и устойчивость (стабильность). Летучими называют кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние, т.е. испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. Например, нелетучая нерастворимая кремниевая кислота разлагается на воду и $SiO_2$.

Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водный раствор хромовой кислоты $H_2CrO_4$ имеет желтую окраску, марганцевой кислоты $HMnO_4$ — малиновую.

Свойства кислот

Кислый вкус, воздействие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами — эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

1. В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

Растворы кислот изменяют цвет индикаторов: лакмуса — в красный, метилового оранжевого — в розовый, цвет фенолфталеина не изменяют.

2. Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли:

3. Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:

4. И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

5. Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

Взаимодействие $H_3PO_4$ с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка $Ca_3(PO_4)_2$.

Особенности свойств азотной $HNO_3$ и концентрированной серной $H_2SO_4$(конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы $H^+$, а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород $H_2$, а другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры).

Следует отметить, что третий продукт реакции металлов с этими кислотами образуется в «букете » — смеси с другими продуктами. Эти особенности химического поведения $HNO_3$ и $H_2SO_4$(конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.

Продукты взаимодействия простых веществ с азотной и серной кислотами.

$<\text"Простые вещества">/<\text"Кислоты">$	$Mg$	$Al$	$Zn$	$Fe$
$HNO_3$ разбавленная	$Mg(NO_3)_2$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Al(NO_3)_3$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Zn(NO_3)_2$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Fe(NO_3)_3$ $NH_4NO_3$ $N_2$
$HNO_3$ концентрированная	$Mg(NO_3)_2$ $N_2O$	пассивирует	$Zn(NO_3)_2$ $N_2O$	пассивирует
$H_2SO_4$ разбавленная	$MgSO_4$ $H_2$	$Al_2(SO_4)_3$ $H_2$	$ZnSO_4$ $H_2$	$FeSO_4$ $H_2$
$H_2SO_4$ концентрированная горячая	$MgSO_4$ $H_2S$	$Al_2(SO_4)_3$ $H_2S$	$ZnSO_4$ $H_2S$ $S$	$Fe_2(SO_4)_3$ $SO_2$ $S$

$<\text"Простые вещества">/<\text"Кислоты">$	$Cr$	$Cu$	$P$	$S$
$Fe(NO_3)_3$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Cr(NO_3)_3$ $NO$	$Cu(NO_3)_2$ $NO$	$H_3PO_4$ $NO$	$H_2SO_4$ $NO$
пассивирует	пассивирует	$Cu(NO_3)_2$ $N_2O$	$H_3PO_4$ $N_2O$	$H_2SO_4$ $N_2O$
$FeSO_4$ $H_2$	$CrSO_4$ $H_2$	—	—	—
$Fe_2(SO_4)_3$ $SO_2$ $S$	$Fe_2(SO_4)_3$ $SO_2$	$CuSO_4$ $SO_2$	$H_3PO_4$ $SO_2$	$SO_2$ $H_2O$

Химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных

Соли — это класс химических соединений, состоящих из ионов металла и ионов кислотного остатка.

Номенклатура солей

Названия солей кислородсодержащих кислот состоят из двух слов: названия иона, образованного кислотным остатком, в именительном падеже и названия иона металла — в родительном. Названия ионов кислотных остатков составляются, в свою очередь, из корней названий элементов с суффиксами -ат для высшей степени окисления и -ит для низшей степени окисления атомов элемен — та-неметалла, образующего сложный ион остатка кислородсодержащей кислоты. Например, соли азотной кислоты $HNO_3$ называются нитратами: $KNO_3$ — нитрат калия, а соли азотистой кислоты $HNO_2$ — нитритами: $Ca(NO_2)_2$ — нитрит кальция. Если же металл проявляет различные степени окисления, то они указываются в скобках римской цифрой, например: $Fe^<2+>SO_4$ — сульфат железа (II) и $Fe_2^<3+>(SO_4)_3$ — сульфат железа (III).

Название кислоты	Формула	Название солей	Формула (пример)
Азотистая	$HNO_2$	Нитриты	$KNO_2$
Азотная	$HNO_3$	Нитраты	$Al(NO_3)_3$
Хлороводородная (соляная)	$ HCl$	Хлориды	$FeCl_3$
Сернистая	$ H_2SO_3$	Сульфиты	$K_2SO_3$
Серная	$H_2SO_4$	Сульфаты	$Na_2SO_4$
Сероводородная	$H_2S$	Сульфиды	$FeS$
Фосфорная	$H_3PO_4$	Фосфаты	$Ca_3(PO_4)_2$
Угольная	$H_2CO_3$	Карбонаты	$CaCO_3$
Кремниевая	$H_2SiO_3$	Силикаты	$Na_2SiO_3$

Растворимость солей

По растворимости в воде соли делятся на растворимые ($Р$), нерастворимые ($Н$) и малорастворимые ($М$). Для определения растворимости солей пользуются таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде. Если таблицы под рукой нет, то можно воспользоваться правилами. Их легко запомнить.

Растворимы все соли азотной кислоты — нитраты.
Растворимы все соли соляной кислоты — хлориды, кроме $AgCl (Н), PbCl_2 (М)$.
Растворимы все соли серной кислоты — сульфаты, кроме $BaSO_4 (Н), PbSO_4 (Н)$.
Растворимы соли натрия и калия.
Не растворяются все фосфаты, карбонаты, силикаты и сульфиды, кроме солей для $Na^<+>$ и $K^<+>$.

Классификация солей

Из всех химических соединений соли являются наиболее многочисленным классом веществ. Это твердые вещества, они отличаются друг от друга по цвету и растворимости в воде.

В начале XIX в. шведский химик И. Берцелиус сформулировал определение солей как продуктов реакций кислот с основаниями или соединений, полученных заменой атомов водорода в кислоте металлом. По этому признаку различают соли средние, кислые и основные.

Средние, или нормальные, соли — это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Именно с этими солями вы уже знакомы и знаете их номенклатуру. Например:

$Na_2CO_3$ — карбонат натрия,

$CuSO_4$ — сульфат меди (II) и т. д.

Диссоциируют такие соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

Кислые соли — это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

К кислым солям относят, например, питьевую соду $NaHCO_3$, которая состоит из катиона металла $Na^<+>$ и кислотного однозарядного остатка $HCO_3^<−>$. Для кислой кальциевой соли формула записывается так: $Ca(HCO_3)_2$.

Названия этих солей складываются из названий средних солей с прибавлением приставки гидро-, например:

$Mg(HSO_4)_2$ — гидросульфат магния.

Диссоциируют кислые соли следующим образом:

Основные соли — это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток.

Например, к таким солям относится знаменитый малахит $(CuOH)_2CO_3$, о котором вы читали в сказках П. Бажова. Он состоит из двух основных катионов $CuOH^<+>$ и двухзарядного аниона кислотного остатка $CO_3^<2−>$.

Катион $CuOH^<+>$ имеет заряд $+1$, поэтому в молекуле два таких катиона и один двухзарядный анион $CO_3^<2−>$ объединены в электронейтральную соль.

Названия этих солей такие же, как и у нормальных солей, но с прибавлением приставки гидроксо-, $(CuOH)_2CO_3$ — гидро ксокарбонат меди (II) или $AlOHCl_2$ — гидроксо хлорид алюминия. Большинство основных солей нерастворимы или малорастворимы.

Последние диссоциируют так:

Свойства солей

Типичные реакции солей.

1. Соль + кислота $<→>↙<\text"(реакция обмена)">$ другая соль + другая кислота.

2. Соль + щелочь $<→>↙<\text"(реакция обмена)">$ другая соль + другое основание.

4. Соль + металл $<→>↙<\text"(реакция замещения)">$ другая соль + другой металл.

Первые две реакции обмена были подробно рассмотрены ранее.

Третья реакция также является реакцией обмена. Она протекает между растворами солей и сопровождается образованием осадка, например:

Четвертая реакция солей связана с положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Второе правило ряда напряжений: каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений. Это правило соблюдается при выполнении следующих условий:

а) обе соли (и реагирующая, и образующаяся в результате реакции) должны быть растворимыми;

б) металлы не должны взаимодействовать с водой, по этому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с $Са$) не вытесняют другие металлы из растворов солей.

Комплексные соединения

При взаимодействии со щелочами амфотерных оксидов и гидроксидов в растворе образуются комплексные соли, состав которых может быть отражен формулой

Комплексными называют соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовывалась по донорно-акцепторному механизму.

В переводе с латинского complexus означает «сочетание». Действительно, очень многие комплексные соединения получают из двух или трех веществ, например:

Малорастворимый гидроксид алюминия под воздействием гидроксид-ионов $ОН^<–>$ переходит в раствор в виде иона $[Al(OH)_4]^<–>$:

Комплексные, или, как их еще называют, координационные соединения, построены так: в центре находится атом или ион (он называется комплексообразователем), а вокруг него — атомы, молекулы или ионы, образовавшие с ним ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму (называются лигандами). Это могут быть анионы кислот, молекулы небольшого размера ($H_2O, NH_3, CO$), имеющие атомы с неподеленными электронными парами.

Общее число лигандов, непосредственно связанных с центральным атомом, называется координационным числом. Последнее изменяется от $1$ до $12$ (но чаще атом образует внутреннюю сферу комплекса (ее заключают в квадратные скобки). Внешняя сфера состоит из ионов, не связанных непосредственно с комплексообразователем. Внутренняя сфера участвует в химических реакциях как один многоатомный ион, внешняя сфера — как обычные ионы.

Например, строение тетрагидроксоалюмината натрия:

и уравнение его диссоциации:

Комплексные соединения играют большую роль в жизнедеятельности живых организмов. Почти все ферменты, гормоны, хлорофилл растений и гемоглобин животных, лекарства представляют собой комплексные соединения.

Электролитическая диссоциация в водных растворах. Слабые и сильные электролиты

Электролиты и неэлектролиты

Из уроков физики известно, что растворы одних веществ способны проводить электрический ток, а других — нет.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят электрический ток.

Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Электролитические диссоциация и ассоциация

Почему же растворы электролитов проводят электрический ток?

Шведский ученый Сванте Аррениус, изучая электропроводность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией.

С. Аррениус, который придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействия электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. В отличие от него, русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т.е. «одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом $104.5°$, благодаря чему молекула имеет угловую форму. Молекула воды схематически представлена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют вещества с ионной связью и соответственно с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состоят из готовых ионов. При их растворении диполи воды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, и происходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность процессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), такова:

а) ориентация молекул (диполей) воды около ионов кристалла;

б) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

в) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно отразить с по мощью следующего уравнения:

Аналогично диссоциируют и электролиты, в молекулах которых — ковалентная связь (например, молекулы хлороводорода $HCl$); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную и последовательность процессов, происходящих при этом, такова:

а) ориентация молекул воды вокруг полюсов молекул электролита;

б) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

в) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

г) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно уравнение диссоциации соляной кислоты можно отразить с помощью следующего уравнения:

Следует учитывать, что в растворах электролитов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидратированный ион меди $Cu^<2+>$ — белый в безводных кристаллах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т.е. связан с молекулами воды $Cu^<2+>·nH_2O$. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

Степень электролитической диссоциации

В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации, которая обозначается греческой буквой $α$ (альфа).

Степень диссоциации — это отношение числа частиц, распавшихся на ионы ($N_g$), к общему числу растворенных частиц ($N_р$):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или процентах. Если $α=0$, то диссоциация отсутствует, а если $α=1$, или $100%$, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации, т.е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты — это электролиты, которые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: $H_2SO_4, HCl, HNO_3$;

3) все щелочи, например: $NaOH, KOH$.

Слабые электролиты — это такие электролиты, которые при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты — $H_2S, H_2CO_3, HNO_2$;

2) водный раствор аммиака $NH_3·H_2O$;

4) некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Например, для уксусной кислоты:

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение константы равновесия:

Константу равновесия, характеризующую процесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации.

Константа диссоциации характеризует способность электролита (кислоты, основания, воды) диссоциировать на ионы. Чем больше константа, тем легче электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.

Ионы — это одна из форм существования химического элемента. Например, атомы металла натрия $Na0$ энергично взаимодействуют с водой, образуя при этом щелочь ($NaOH$) и водород $Н_2$, в то время как ионы натрия $Na^<+>$ таких продуктов не образуют. Хлор $Cl_2$ имеет желто-зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора $Cl^<–>$ бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

Ионы — это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

По составу ионы делятся на простые — $Cl^<–>, Na^<+>$ и сложные — $NH_4^<+>, SO_4^<2−>$.

2. Причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т.е. связанные с молекулами воды, ионы.

Следовательно, по наличию водной оболочки ионы делятся на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока — катоду и поэтому называются катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока — аноду и поэтому называются анионами.

Следовательно, существует еще одна классификация ионов — по знаку их заряда. Сумма зарядов катионов ($Н^<+>, Na^<+>, NH_4^<+>, Cu^<2+>$) равна сумме зарядов анионов ($Cl^<–>, OH^<–>, SO_4^<2−>$), вследствие чего растворы электролитов ($HCl, (NH_4)_2SO_4, NaOH, CuSO_4$) остаются электронейтральными.

4. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс — ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы. Степень диссоциации зависит от природы электролита и его концентрации.

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Реакции ионного обмена

Свойства растворов слабых электролитов обусловлены молекулами и ионами, образовавшимися в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул $CH_3COOH$, кислый вкус и изменение окраски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов $H^<+>$.

Свойства растворов сильных электролитов определяются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

При растворении в воде кислоты диссоциируют с образованием катионов водорода $Н^<+>$ (точнее, ионов оксония $Н_3О^<–>$), которые определяют общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикатора и др., и отрицательно заряженных ионов, соответствующих кислотным остаткам. При ионной необратимой диссоциации, когда в растворе молекул нет, кислота называется сильной. При обратимой диссоциации, когда в растворе кислоты, наряду с соответствующими ионами, остаются и молекулы, кислота называется слабой. К сильным кислотам относятся азотная, серная, соляная и некоторые другие. Слабые кислоты — фтороводородная (плавиковая), угольная, сероводородная, фосфорная, органические кислоты и др.

Свойства кислот можно разделить на три группы.

Первая группа объединяет общие свойства кислот, определяемые наличием в их растворах ионов водорода. Это вкус, окраска индикаторов, взаимодействие с металлами, основными оксидами, щелочами, основаниями. Приведем соответствующие сокращенные ионные уравнения:

— с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов левее водорода:

— с основными оксидами:

$CuO + 2H^ <+>= Cu^ <2+>+ H_2O;$

— с нерастворимыми основаниями:

$Fe(OH)_3 + 2H^ <+>+ 2H_2O$.

Ко второй группе относятся реакции, определяемые свойствами кислотных остатков. Это специфические для каждой кислоты реакции: образование малорастворимых, иногда окрашенных солей.

Для серной кислоты $H_2SO_4$:

для угольной кислоты $H_2CO_3$:

Третью группу составляют реакции, протекание которых обусловлено такими свойствами кислот, как сила кислоты, ее растворимость в воде, прочность молекулы, летучесть. Сильная кислота вытесняет слабую:

При растворении в воде основания образуют гидроксид-ионы ОН– и положительно заряженные ионы аммония $NH_4^<+>$). Растворимые в воде щелочи являются сильными электролитами, в их растворах молекул гидроксидов нет. Нерастворимые основания — слабые электролиты. Слабым электролитом является и гидроксид аммония $NH_4OH$, который представляет собой соединение молекулы аммиака с молекулой воды $NH_3·H_2O$. Специфические свойства оснований определяются свойствами иона металла.

Соли при растворении в воде диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла (или аммония $NH_4^<+>$) и отрицательно заряженных кислотных остатков. Эти молекулы определяют поведение солей в растворах.

Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов, обусловлены наличием в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония $H_3O^<–>$). Общие свойства щелочей, такие, как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др., связаны с присутствием в их растворах гидроксид-ионов $OH^<–>$, а свойства солей — с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Как известно, высокая скорость многих химических реакций в растворах электролитов объясняется тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами.

Реакции, протекающие между ионами, называют ионными реакциями.

Реакции ионного обмена в водных растворах могут протекать:

1) необратимо, до конца;

2) обратимо, т.е. протекать одновременно в двух противоположных направлениях.

Как вам известно, реакции обмена между сильными электролитами в растворах протекают до конца или практически необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

Реакция необратима, потому что один из ее продуктов уходит из сферы реакции в виде нерастворимого вещества.

Реакция нейтрализации необратима, т.к. образуется малодиссоциирующее вещество — вода.

Реакция необратима, т.к. образуется углекислый газ $CO_2$ и малодиссоциирующее вещество — вода.

Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т.е. до конца не протекают. В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита — $H_2O$. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе остаются недиссоциированные молекулы уксусной кислоты и гидроксид-ионы.

Если исходные вещества — сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при смешивании растворов образуется смесь ионов.

2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов.

Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?

1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH)₂. Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂ к основаниям не относятся.

2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂. Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)₂ могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P₂O₅, SO₃, N₂O₅, с образованием средних солей:

Нерастворимые основания вида Me(OH)₂ реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)₄] образуется соль Na₃[Al(OH)₆]:

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)₂, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)₂ при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)_3, не реагируют с такими кислотами, как H₂S, H₂SO₃ и H₂СO₃ ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO₃, P₂O₅, N₂O₅):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)₃, не реагируют с кислотными оксидами SO₂ и СO₂.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

источники:

http://examer.ru/ege_po_himii/teoriya/svojstva_osnovanij

http://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/harakternye-himicheskie-svojstva-osnovanij-i-amfoternyh-gidroksidov