Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

Кислоты, основания и соли являются электролитами, и в водных растворах их молекулы распадаются на ионы.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуются только ионы водорода Н⁺.

Если при этом из одной молекулы кислоты образуется только один ион Н⁺, то такая кислота называется одноосновной. Если же образуется несколько ионов водорода, то кислота называется многоосновной.

Уравнение диссоциации одноосновной кислоты можно записать следующим образом:

HCl  Н⁺ и Cl^–

(соляная кислота, сильный электролит)

HF Н⁺ и F^–

(фтороводородная или плавиковая кислота, слабый электролит)

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Если кислота является сильной, то на каждой стадии диссоциация протекает практически полностью, и состояние такой кислоты в водном растворе можно выразить с помощью суммарного уравнения диссоциации, например:

H₂SO₄  2Н⁺ + SO₄^2–

Для слабых многоосновных кислот уже на первой стадии диссоциация протекает незначительно.

На последующих стадиях она идёт ещё хуже. При этом каждая стадия диссоциации слабой многоосновной кислоты характеризуется своей константой диссоциации, например:

H₂CO₃ Н⁺ + HCO₃^– K₁ = 4,5 ∙ 10^-7

НCO₃^– Н⁺ + CО₃^2– K₂ = 4,7 ∙ 10^-11

Растворы всех кислот имеют некоторые общие свойства, которые объясняются присутствием в них гидратированных ионов Н⁺ (Н₃О⁺).

Гидроксидами металлов или основаниями, с точки зрения электролитической диссоциации, называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы ОН^–.

Если при полном распаде молекулы (или формульной единицы) основания образуется только один ион ОН^–, то такое основание называется однокислотным, если несколько – многокислотным. Уравнение диссоциации однокислотного основания можно записать следующим образом:

KOH  K⁺ + OH^–

Многокислотные основания диссоциируют ступеньчато. Количество стадий определяется числом гидроксид-ионов в молекуле (или формульной единице) основания. При этом сильные основания (щелочи) в растворе полностью распадаются на составляющие их ионы, например:

Ba(OH)₂ ® Ba²⁺ + 2ОH^–

Слабые многокислотные основания крайне незначительно и обратимо диссоциируют уже на первой стадии и еще хуже на всех последующих, напрмер:

Fe(OH)₂ FeOH⁺ + OH^–

FeOH⁺ Fe²⁺ + OH^–

Средними солями, с точки зрения теории электролитической диссоциации, называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются ионы металлов или NН₄⁺, а в качестве анионов – кислотные остатки.

Соли являются сильными электролитами и в водных растворах полностью распадаются на ионы. Причём сразу записывают суммарное уравнение диссоциации:

K₂SO₄  2K⁺ + SO₄^2–

Al(NO₃)₃  Al³⁺ + 3NO₃^–

Na₃PO₄  3Na⁺ + PO₄^3–

Существуют ещё кислые, основные и комплексные соли.

Кислые соли образуются при неполном замещении ионов Н⁺ ионами металла в молекуле кислоты. Образовывать кислые соли могут только многоосновные кислоты. Они получаются в реакции между кислотой и основанием, если последнее взято в недостатке:

2H₂SO₄ + Ca(OH)₂ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O

H₂CO₃ + NaOH = NaHCO₃ + H₂O

Диссоциируют кислые соли ступенчато:

Ca(HSO₄)₂  Ca²⁺ + 2HSO₄^¯ ; NaHCO₃  Na⁺ + HCO₃^¯;

2HSO₄^¯  2 H⁺ + 2SO₄^2-

Ca(HSO₄)₂  Ca²⁺ + 2H⁺ + 2SO₄^2¯

Причем на первом этапе диссоциация всегда идет до конца, так как при этом происходит разрыв ионной связи, а на последующих стадиях осуществляется только в том случае, если соль образована сильной кислотой, в противном случае, она столь незначительна, что ее можно не учитывать.

Основные соли образуются при неполном замещении гидроксогрупп в основании на кислотные остатки. Их способны образовывать только многокислотные основания. Получаются такие соли в реакции между основанием и кислотой, если последняя берется в недостатке:

Ca(OH)₂ + HCl = CaОHCl + H₂O

Al(OH)₃ + 2HNO₃ = AlOH(NO₃)₂ + 2H₂O

Диссоциируют растворимые основные соли, как и кислотные, ступенчато:

BaOHCl  BaOH⁺ + Cl^¯ ; AlOH(NO₃)₂  AlOH²⁺ + 2NO₃^¯;

Ba OH⁺  Ba²⁺+ ОН^¯

BaOHCl  Ba²⁺ + OH^¯ + Cl^¯

На первом этапе диссоциация всегда протекает полностью, а на втором, если соль образована слабым основанием, крайне незначительно.

Комплексные соли образованы ионом сложного строения (катионом или анионом), который называется комплексным. В написании такой ион берется в квадратные скобки. Он называется иначе внутренней координационной сферой. Внутренняя сфера состоит из иона металла, который называется ядром комплексного соединения или комплексообразователем и отрицательно заряженных ионов или нейтральных молекул (Н₂О, NH₃, CO), которые называются лигандами.

Лиганды связываются с комплексообразователем как кулоновскими силами (если они являются анионами), так и ковалентной связью, образованной по донорно-акцепторному механизму (причем лиганды выступают в роли донора электронной пары).

Заряд внутренней сферы равен алгебраической сумме зарядов ядра и лиганд. Если он не равен нулю, то комплексное соединение имеет внешнюю координационную сферу. В нее входят ионы, имеющие знак заряда, противоположный знаку заряда внутренней сферы. Они связаны с внутренней координационной сферой только кулоновскими силами.

Суммарный заряд внешней сферы совпадает по величине с зарядом внутренней сферы, только имеет другой знак. Первой при записи формулы комплексного соединения всегда записывают ту сферу, которая имеет положительный знак заряда.

Na3	[	Al	(OH)6	]
внешняя сфера		ядро	лиганды

внутренняя сфера

Al(OH)₃ + NaOH  Na⁺ Al³⁺(OH^¯)₄^¯

CuCl₂ + 4NH₃  Cu²⁺(NH₃⁰)₄²⁺Cl₂^¯

FeCl₃ + 6KCN  K₃⁺ Fe³⁺(CN^¯)₆^3– + 3KCl

Если суммарный заряд внутренней сферы равен нулю, то внешняя сфера в таком комплексном соединении отсутствует:

Fe + 5CO = [Fe(CO)₅]⁰

В водных растворах комплексные соединения полностью распадаются на ионы внешней сферы и комплексный ион:

Na Al (OH)₄  Na⁺ + Al(OH)₄^¯

Сu (NH₃)₄Cl₂  2Cl^¯ +  Cu (NH₃)₄²⁺

Диссоциация самого комплексного иона протекает ступенчато и крайне незначительно (тем хуже, чем более устойчивым является данный ион).