Представление о кислотах и основаниях

       Определения кислот и оснований с точки зрения теории диссоциации были даны С. Аррениусом.

       Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода H⁺. В соответствии с этим определением к кислотам относятся, например, HCl, H₂SO₄, HNO₃, H₂S.

       Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы OH^-. По современной номенклатуре основания принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления: NaOH – гидроксид натрия, KOH – гидроксид калия, Ca(OH)₂ – гидроксид кальция, Cr(OH)₂ – гидроксид хрома (II), Cr(OH)₃ – гидроксид хрома (III).

       Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов OH^- в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона OH^- даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

       После Аррениуса было показано, что определение кислот и оснований в терминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего многообразия кислотно-основных свойств веществ. Дальнейшее развитие химии потребовало уточнить и дополнить определения кислот и оснований.

       Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением

кислота ® основание + H⁺.

       На базе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака, который за счёт неподелённой пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счёт донорно-акцепторной связи ион аммония:

HNO₃ + NH₃ « NH⁺ + NO^-.

       Возможно и ещё более общее определение кислот и оснований. Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

       Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

       Так, например, фторид алюминия AlF₃ – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

AlF₃ + :NH₃ « [AlF₃]:[NH₃].

       Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса. В только что рассмотренном примере аммиак является основанием.

       Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями.

 

Гидролиз солей

       Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы, например:

Na₂SO₄ « 2Na⁺ + SO^2-,

NaHSO₄ « Na⁺ + HSO^- « Na⁺ + H⁺ + SO^2-,

Mg(OH)Cl « Mg(OH)⁺ + Cl^- « Mg²⁺ + OH^- + Cl^-.

       В соответствии с данным определением соли делятся на средние (Na₂SO₄), кислые (NaHSO₄) и основные (Mg(OH)Cl).

       Общеизвестно, что реакция чистой воды является нейтральной (pH = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую (pH < 7) и щелочную (pH > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию – причиной этого является гидролиз солей.

       Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.

       Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы H⁺ и OH^-, но в процессе гидролиза один или оба из этих ионов могут связываться ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциированные, летучие или труднорастворимые вещества. Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:

1. Соли сильного основания и сильной кислоты при растворении в воде (например, NaCl, CaCl₂, K₂SO₄) не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию.

2. Соли сильного основания и слабой кислоты, например KClO, Na₂CO₃, CH₃COONa, NaCN, Na₂S, K₂SiO₃.

Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:

CH₃COONa + H₂O « CH₃COOH + NaOH.

       В результате реакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:

CH₃COO^- + H₂O « CH₃COOH + OH^-.

       Следовательно, раствор CH₃COONa будет проявлять щелочную реакцию.

       При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например:

Na₂S + H₂O « NaHS + NaOH

или в ионной форме

S^2- + H₂O « HS^- + OH^-.  (6)

       Процесс (6) отражает гидролиз Na₂S по первой ступени. Чтобы гидролиз прошёл полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:

HS^- + H₂O « H₂S + OH^-.

       Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза.

       3. Соли слабого основания и сильной кислоты, например Al₂(SO₄)₃, FeCl₂, CuBr₂, NH₄Cl.

       Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II):

FeCl₂ + H₂O « Fe(OH)Cl + HCl. (7)

       В ионном виде этот процесс можно записать так:

Fe²⁺ + H₂O « Fe(OH)⁺ + H⁺.      (8)

       По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:

Fe(OH)⁺ + H₂O « Fe(OH)₂ + H⁺. (9)

       Из реакций (7)-(9) ясно, что в результате гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию.

       4. Соли слабого основания и слабой кислоты, например Al₂S₃, Cr₂S₃, CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃. При растворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующие кислота и основание:

CH₃COONH₄ + H₂O « CH₃COOH + NH₄OH

или в ионном виде:

CH₃COO^- + NH⁺ + H₂O « CH₃COOH + NH₄OH.

       Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

       Так, при гидролизе CH₃COONH₄ реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония (K = 6,3 * 10^-5) больше константы диссоциации уксусной кислоты (K = 1,75 * 10^-5).

 

Список литературы

1. Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы: В 2 т. М.: 1-я Федерат. книготорг. компания, 1998.

2. Хомченко Г. П. Химия для поступающих в вузы. М.: Высшая школа, 1988.

3. Фримантл М. Химия в действии: В 2 ч. М.: Мир, 1991.