Слабая кислота и слабое основание. Сильная кислота и сильное основание

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?

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, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних солей:

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

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

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 образуется соль Na 3 :

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

Например:

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 сильными кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 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 (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .

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.

После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.

Простым языком, кислота - это всё что с H, а основание - c OH. НО! Не всегда. Что бы отличать кислоту от основания необходимо... запомнить их! Сожалею. Что бы хоть как то облегчить жизнь, три наших друга, Аррениус и Бренстед с Лоури, придумали две теории, которые зовутся их именем.

Как металлы и неметаллы, кислоты и основания - это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу - это класс веществ, которые в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H + . Основания Аррениуса в водном растворе образуют анионы OH - . Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода). Основания, соответственно, - это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория - теория Льюиса. Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя аддукты Льюиса (аддукт - это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).

В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила справедливы для кислот и оснований.

Диссоциация

Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты - это распад HCl на H + и Cl - .

Свойства кислот и оснований

Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.

При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется газ.

Часто используемые кислоты:
H 2 O, H 3 O + , CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4 , HSO 4 − , HCl, CH 3 OH, NH 3

Часто используемые основания:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2− , Cl −

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильные кислоты

Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H + и анионы. Пример сильной кислоты - соляная кислота HCl:

HCl (р-р) + H 2 O (ж) → H 3 O + (р-р) + Cl - (р-р)

Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4

Список сильных кислот

HCl - соляная кислота
HBr - бромоводород
HI - йодоводород
HNO 3 - азотная кислота
HClO 4 - хлорная кислота
H 2 SO 4 - серная кислота

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

HF (р-р) + H2O (ж) → H3O + (р-р) + F - (р-р) - в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Сильную и слабую кислоту можно различить измеряя проводимость растворов: проводимость зависит от количества ионов, чем сильнее кислота тем она более диссоциирована, поэтому чем сильнее кислота тем выше проводимость.

Список слабых кислот

HF фтороводородная
H 3 PO 4 фосфорная
H 2 SO 3 сернистая
H 2 S сероводородная
H 2 CO 3 угольная
H 2 SiO 3 кремниевая

Сильные основания

Сильные основания полностью диссоциируют в воде:

NaOH (р-р) + H 2 O ↔ NH 4

К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены, щёлочноземельные металлы) группы.

Список сильных оснований

NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
KOH гидроксид калия (едкое кали)
LiOH гидроксид лития
Ba(OH) 2 гидроксид бария
Ca(OH) 2 гидроксид кальция (гашеная известь)

Слабые основания

В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH - :

NH 3 (р-р) + H 2 O ↔ NH + 4 (р-р) + OH - (р-р)

Большинство слабых оснований - это анионы:

F - (р-р) + H 2 O ↔ HF (р-р) + OH - (р-р)

Список слабых оснований

Mg(OH) 2 гидроксид магния
Fe(OH) 2 гидроксид железа (II)
Zn(OH) 2 гидроксид цинка
NH 4 OH гидроксид аммония
Fe(OH) 3 гидроксид железа (III)

Реакции кислот и оснований

Сильная кислота и сильное основание

Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и основания, результирующий раствор будет нейтральным.

Пример:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Слабое основание и слабая кислота

Общий вид реакции:
Слабое основание (р-р) + H 2 O ↔ Слабая кислота (р-р) + OH - (р-р)

Сильное основание и слабая кислота

Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства основания:

HX (р-р) + OH - (р-р) ↔ H 2 O + X - (р-р)

Сильная кислота и слабое основание

Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:

Диссоциация воды

Диссоциация - это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от равновесия, которое присутствует в воде:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (р-р) + OH - (р-р)
K c = / 2
Константа равновесия воды при t=25°: K c = 1.83⋅10 -6 , также имеет место следующее равенство: = 10 -14 , что называется константой диссоциации воды. Для чистой воды = = 10 -7 , откуда -lg = 7.0.

Данная величина (-lg) называется pH - потенциал водорода. Если pH < 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH > 7, то вещество имеет основные свойства.

Способы определения pH

Инструментальный метод

Специальный прибор pH-метр - устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический сигнал.

Индикаторы

Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора, используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.

Соль

Соль - это ионное соединение образованное катионом отличным от H + и анионом отличным от O 2- . В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.

Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли , необходимо определить, какие ионы присутствуют в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH: не отдают ионы ни H + , ни OH - в воде. Например, Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , Li + , Na + , K + .

Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), катионов с щелочными свойствами не существует.

Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.

Буфферный раствор

Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания, в основном состоят из:

Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота

Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:

Интервал pH в котором буфферный раствор будет эффективен
Ёмкость раствора - количество сильной кислоты или сильного основания, которые можно добавить не повлияв на pH раствора
Не должно происходить нежелаемых реакций, которые могут изменить состав раствор

Тест:

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

Все кислоты, их свойства и основания делятся на сильные и слабые. Но не смейте путать такие понятия как «сильная кислота» или «сильное основание» с их концентрацией. Например, нельзя сделать концентрированный раствор слабой кислоты или разбавленный раствор сильного основания. Например, соляная кислота, когда растворяется в воде то отдает каждой из двух молекул воды по одному своему протону.

Когда происходит химическая реакция в ионе гидроксония ион водорода очень прочно связывается с молекулой воды. Сама реакция будет происходит до тех пор, пока полностью не исчерпаются ее реагенты. Наша вода в этом случае играет роль основания, так как получает протон от соляной кислоты. Кислоты, которые диссоциируются нацело в водных растворах, называются сильными.

Когда нам известно самая начальная концентрация сильной кислоты, то в данном случае не составляет труда подсчитать какая концентрация ионов гидроксония и хлорид-ионов в растворе. Например, если вы возьмете и в 1 литр воды растворите 0,2 моля газообразной соляной кислоты, концентрация ионов после диссоциации будет точно такой же.

Примеры сильных кислот:

1) HCl — соляная кислота;
2) HBr — бромводород;
3) HI — йодоводород;
4) HNO3 — азотная кислота;
5) HClO4 — хлорная кислота;
6) H2SO4 — серная кислота.

Все известные кислоты (за исключением серной кислоты), представлены в списке выше и являются монопротоновыми, так как их атомы отдают по одному протону; молекулы серной кислоты могут с легкостью отдавать два своих протона, именно поэтому серная кислота является дипротоновой.

К сильным основаниям относятся электролиты, они полностью диссоциируются в водных растворах с образованием гидроксид-иона.

Аналогично с кислотами, вычислить концентрацию гидроксид-иона очень просто, если вы узнаете исходную концентрацию раствора. Например, раствор NaOH с концентрацией 2 моль/л диссоциирует на такую же концентрацию ионов.

Слабые кислоты. Основания и свойства

Что касается слабых кислот, то они диссоциируются не полностью, то есть частично. Различать сильные и слабые кислоты очень просто: если в справочной таблице рядом с названием кислоты показана ее константа то эта кислота является слабой; если же константа не приведена то данная кислота является сильной.

Слабые основания также хорошо реагируют с водой с образованием равновесной системы. Слабые кислоты также характеризуются константой диссоциации К.