2 Задание

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

NаОН « Na⁺ + OH^-; Ва(ОН)₂ « Ba²⁺ + 2OH^-; NH₃·H₂O « NH₄⁺ + OH^-.

Гидроксиды металлов типа NаОН и Ва(ОН)₂, представляющие собой ионные кристаллы, являются сильными электролитами, а гидрат аммиака (ковалентное соединение) — это слабое основание.

Некоторые из щелочей аналогично диссоциируют и при плавлении, например КОН.

Большинство же основных гидроксидов разлагаются при нагревании на оксиды и воду еще до плавления.

Основания — гидроксиды металлов — могут быть получены при взаимо­действии неблагородных металлов с водой или основных оксидов с водой: 2Nа + 2Н₂О = 2 NаОН + Н₂, СаО + Н₂О = Са(ОН)₂.

Оксиды металлов, которые подобным путем образуют основания, раньше называли основными ангидридами.

Типичные свойства оснований по Аррениусу связаны с тем, что они поставляют в водный раствор гидроксид-ионы ОН^-. На этом основано об­наружение щелочей с помощью индикаторов. Так, самый распространенный в лаборатории индикатор — лакмус окрашивается растворами щелочей в си­ний цвет.

Кислоты. Кислоты исторически получили такое название из-за кислого вкуса водных растворов таких веществ, как хлороводород или уксусная кислота.

С точки зрения теории электролитической диссоциации

кислоты — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образова­нием катионов одного вида — катионов водорода Н⁺,

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

Н₂SО₄ = 2Н⁺ + SО^2-

СН₃СООН = Н⁺ + СН₃СОО^-.

Таким образом, характеристической составной частью всех кислот яв­ляется водород, способный диссоциировать в водный раствор.

кислота — это водородсодержащее соединение, водород которого может быть замещен на металл с образованием соли: Мg + Н₂SO₄ = МgSO₄ + Н₂

Следует различать кислородсодержащие кислоты и бескислородные кислоты.

Все кислоты являются потенциальными электролитами в водном рас­творе. Под воздействием полярных моле­кул воды они отщепляют катионы водорода, которые мгновенно гидратируются водой и образуют катионы оксония Н₃О⁺, так как простые катионы водорода Н⁺, являющиеся по существу индивидуальными протонами р⁺, не способны к существованию в водном растворе. Среди кислот есть как сильные электролиты (Н₂SО₄, НМО₃, НС1), так и слабые (Н₂СO₃, Н₂S).

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой: СО₂ + Н₂О = Н₃СО₃; SО₃ + Н₂О = Н₂SО₄.

Ранее такие оксиды неметаллов называли кислотными ангидридами. Мно­гим неметаллам, ввиду многообразия их степеней окисления, отве­чает несколько кислородсодержащих кислот. Для хлора известны: НСlO₄ — хлорная кислота, НСlO₂ — хлористая кислота, НС1О₃ — хлорноватая кислота, НСlO — хлорноватистая кислота.

Металлы, которые проявляют несколько степеней окисления, также мо­гут образовывать кислотные оксиды и кислоты.

Многоосновные кислоты, содержащие в молекулах по два или несколько атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, обычно являются слабыми электролитами и диссоциируют ступенчато, причем каждая сле­дующая стадия протекает в значительно меньшей степени, чем предыдущая: Н₃PO₄ « н⁺ + н₂РО₄^-

н₂ро₄^-« н⁺ + нРО₄^2-

нРО₄^2-« н⁺ + РО₄^3-

Типичные свойства кислот по Аррениусу связаны с тем, что они постав­ляют в водный раствор катионы водорода Н⁺(Н₃О⁺). На этом основано об­наружение кислот с помощью индикаторов. Так, самый распространенный в лаборатории индикатор — лакмус окрашивается растворами кислот в крас­ный цвет.

Соли. С точки зрения теории электролитической диссоциации соли — это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с обра­зованием катионов основания и анионов кислотного остатка: BaС1₂ = Ba²⁺ + 2С1.