Диссоциация кислот, оснований и солей

С позиции теории электролитической диссоциации кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве положительно заряженных ионов образуются только катионы водорода (протоны). Это общий функциональный признак диссоциации всех кислот. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, при этом каждая последующая ступень протекает труднее, так как из отрицательных ионов протону выделиться труднее, чем из молекулы.

Основания– это электролиты, при диссоциации которых в качестве отрицательно заряженных ионов образуются только гидроксид-анионы. Это общий функциональный признак диссоциации всех оснований. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждая последующая ступень диссоциации протекает труднее.

Ионы, образовавшиеся в процессе многоступенчатой диссоциации на первой стадии, во всех случаях ведут себя как слабые электролиты.

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства как кислот, так и оснований, поэтому при диссоциации образуют одновременно катионы водорода и гидроксид-анионы:

2H⁺ + ZnO₂²⁻ H₂ZnO₂ ≡ Zn(OH)₂ Zn²⁺ + 2OH⁻

Cредние соли диссоциируют в одну ступень на соответствующие катион и анион кислотного остатка, например:

Al₂(SO₄)₃ 2 Al³⁺ + 3 SO₄²⁻

Средние соли при диссоциации не имеют общего функционального признака, так как при этом не образуют одинаковых ионов.

Кислые соли в большинстве случаев растворимы и диссоциируют ступенчато:

NaHCO₃ Na⁺ + HCO₃⁻ (I ступень)

сил.эл-т

HCO₃⁻ H⁺ + CO₃²⁻ (II ступень), α₁ >> α₂

сл.эл-т

Основные соли – труднорастворимые вещества (кроме нитратов), поэтому по всем ступеням диссоциации они ведут себя как слабые электролиты и по второй ступени практически не диссоциируют:

(CuOH)₂NO₃⁻ 2 (CuOH)⁺ + NO₃⁻

Комплексные соли по первой ступени диссоциируют как сильные электролиты, образуя комплексный ион (внутренняя сфера) и ионы внешней сферы:

Na₂[Zn(OH)₄] 2 Na⁺ + [Zn(OH)₄]²⁻

сил. эл. сл. эл.

По второй ступени диссоциация очень незначительна (α₁ >> α₂). Отсюда вытекает определение комплексных частиц: это химические частицы, способные к существованию в растворах.

Водородный показатель среды

Водородный показатель среды(рН) – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = −lg[Н⁺]. Он служит для характеристики кислотно-основных свойств растворов электролитов. Его значения изменяются в интервале от 0 до 14. В нейтральной среде рН = 7, в кислой рН < 7, в щелочной рН > 7. Значения рН в зависимости от концентрации протонов в растворах приведены в Приложении А, таблица А-19.

Кислотно-основные характеристики среды можно определить с помощью индикаторов. Индикаторы кислотно-основного взаимодействия – это слабые органические кислоты или основания, которые изменяют окраску в зависимости от рН среды. Например, кислотный индикатор диссоциирует по схеме:

ОН⁻

HInd H⁺ + Ind⁻

окраска I Н⁺ окраска II

На состояние равновесия влияет концентрация ионов [Н⁺] и [ОН⁻] в растворе. При увеличении концентрации протонов равновесие смещается справа налево, что влечет за собой переход окраски II в окраску I. В присутствии оснований ионы гидроксогруппы ОН⁻ связывают ионы Н⁺ в слабый электролит Н₂О, при этом равновесие смещается вправо и происходит переход окраски I в окраску II. В нейтральной среде, как правило, появляется смешанная окраска I и II.