КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ

Лекция 3

Кислотно-основные взаимодействия давно привлекают внимание ученых, так как широко распространены в приро­де и технике. Для объяснения этих процессов предложены несколько теорий, которые, как было доказано, не противо­речат друг другу, а имеют различные области применения. Наиболее известны теория, основанная на механизме элек­тролитической диссоциации, протолитическая и электрон­ная теории кислот и оснований.

Определения кислот и оснований с точки зрения диссо­циации были даны С. Аррениусом. Кислотой называется со­единение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительно заряженных ионов только ионы водорода Н⁺. Сильные кислоты (соляная НСl, азотная НNO₃, серная Н₂SО₄) диссоциируют полностью, у слабых кислот (уксус­ная СН₃СООН, сероводородная Н₂S) диссоциирована лишь часть молекул. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее. Основа­нием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН^–. Сила оснований, как и сила кислот, определяет­ся величиной константы диссоциации. Чем больше констан­та диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

Существуют электролиты, которые могут диссоцииро­вать как кислота и как основание:

ОН^– Н⁺

H⁺ + RO^– ↔ ROH ↔ R⁺ + OH^–

Такие электролиты называют амфотерными электроли­гами. Подобное свойство объясняется тем, что в данной мо­лекуле прочность связи между металлом и кислородом незна­чительно отличается от прочности связи между кислородом и кодородом. К амфотерным электролитам относятся нераство­римые гидроксиды цинка, алюминия, хрома, свинца и т. д. Они способны вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями:

Zп(ОН)₂ + 2НСl = ZпСl₂ + 2Н₂О,

Zп(ОН)₂ + 2NаОН = Nа₂ZпО₂ + 2Н₂О.

Разрыв по кислотному или основному типам идет при вза­имодействии с кислотами или щелочами.