§ 27. Химические свойства кислот, оснований, солей в свете теории электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации даёт единый подход к пониманию процессов, протекающих в растворах с участием электролитов — кислот, оснований, солей. Этот подход основан на том факте, что после растворения электролитов в воде получается раствор, содержащий катионы и анионы. Именно они принимают участие в химических реакциях.

Химические реакции в растворах электролитов — это реакции с участием ионов, образующихся в результате диссоциации электролитов.

Реакции между ионами в растворах без изменения степеней окисления атомов называют реакциями ионного обмена.

Условия необратимого протекания реакций ионного обмена в растворах электролитов

При смешивании растворов разных солей кальция с растворами фторидов разных металлов получается один и тот же осадок — фторид кальция CaF₂↓. Это происходит потому, что во всех случаях имеющиеся в растворах ионы кальция Ca²⁺ реагируют с ионами фтора F^– c образованием труднорастворимого вещества:

Ca²⁺ + 2F^– = CaF₂↓.

В связи с этим подумайте, почему минеральные воды, богатые растворимыми солями кальция, почти не содержат анионов фтора.

При действии соляной, серной, азотной кислот на карбонаты кальция, натрия и других металлов выделяется углекислый газ:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂↑ + H₂O.

Во всех этих случаях при взаимодействии карбонат-ионов и ионов водорода H⁺ образуется слабая кислота H₂CO₃:

,

которая разлагается на углекислый газ и воду. Реакция протекает с интенсивным выделением CO₂, несмотря на очень низкую растворимость CaCO₃. Никакого взаимодействия не происходит, если не выделяется газ, не выпадает осадок, не образуется малодиссоциирующее вещество. Например, если смешать растворы сульфата натрия Na₂SO₄ и нитрата калия KNO₃, то в полученном растворе будут находиться катионы Na⁺, K⁺, анионы и

Приведённые примеры позволяют сделать вывод, что реакции ионного обмена протекают необратимо в случае образования газообразных веществ, осадков труднорастворимых веществ или малодиссоциирующих соединений — слабых электролитов.

В соответствии с принципом Ле Шателье выделение газа, образование осадка вызывает удаление продукта реакции из реакционной смеси — раствора, что и обеспечивает полное протекание реакции.

Реакции в растворах описывают уравнениями в трёх формах: молекулярной, полной ионной и сокращённой ионной. Во всех уравнениях слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают молекулярными формулами, например H₂O, H₂, Fe(OH)₂, независимо от их строения (молекулярного или немолекулярного).

Сущность протекающих процессов наиболее чётко выражается при записи уравнений реакций электролитов в ионной форме. Для этого вначале составляем уравнение реакции в молекулярной форме:

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O,

а затем — уравнение в полной ионной форме, указывая сильные электролиты в виде ионов, образующиеся газообразные и малодиссоциирующие соединения, в данном случае воду, в виде молекул:

,

а нерастворимые соединения немолекулярного строения в виде формульных единиц.

Для составления уравнения в сокращённой ионной форме исключаем из обеих частей уравнения ионы, не участвующие в реакции:

2H⁺ + 2OH^– = 2H₂O или H⁺ + OH^– = H₂O.

Уравнение реакции в сокращённой ионной форме полностью выражает химическую суть происходящего взаимодействия.

Очевидно, что, какую бы щёлочь и сильную кислоту мы ни взяли, взаимодействие между ними с образованием растворимой соли выразится таким же уравнением: H⁺ + OH^– = H₂O. Во всех этих случаях будет протекать одна и та же химическая реакция — реакция нейтрализации с выделением около 57 кДж энергии на один моль образовавшейся воды.

Уравнения в сокращённой ионной форме не только относятся к одной конкретной реакции между определёнными веществами, но и охватывают группу аналогичных реакций. В этом их основная ценность и обобщающее значение.

Рассмотрим химические свойства кислот, оснований и солей с позиции теории электролитической диссоциации.

*Реакции в растворах с участием ионов

Напомним, что, помимо реакций ионного обмена, ионы могут также принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях:

2FeCl₃ + Fe = 3FeCl₂ или 2Fe³⁺ + Fe = 3Fe²⁺;

2NaI + Br₂ = 2NaBr + I₂ или 2I^– + Br₂ = 2Br^– + I₂;

2CH₃COOAg + Cu = (CH₃COO)₂Cu + 2Ag↓ или 2Ag⁺ + Cu = 2Ag↓ + Cu²⁺.

Реакции ионного обмена между солями с образованием осадков протекают во всех случаях, когда растворимость реагентов выше, чем растворимость одного из продуктов. В случае реакции растворимых реагентов в осадок будут выпадать как нерастворимые, так и малорастворимые продукты.

Приведём несколько примеров составления уравнений реакций с участием ионов.

Рассмотрим реакцию с образованием труднорастворимого вещества.

Рассмотрим реакцию с образованием газообразного продукта.

Рассмотрим реакцию с образованием слабо диссоциирующего вещества.

Определим возможность протекания реакции.

Общие химические свойства кислот

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Присутствие кислот в растворах обнаруживают с помощью индикаторов. Так, в кислой среде (рН < 7) лакмус и метилоранж имеют красную окраску (см. рис. 59). Общие химические свойства сильных кислот обусловлены реакциями, в которые вступают только катионы водорода H⁺. К ним относится образование солей при взаимодействии с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями (табл. 17).

Таблица 17. Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации

Реагент	Уравнение реакции в молекулярной и полной ионной формах	Уравнение реакции в сокращённой ионной форме
1. Индикатор	Как правило, уравнение диссоциации: HBr → H+ + Br–
2. Металл	Мg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ Mg0 + 2Н+ + 2Сl– = Mg2+ + 2Сl– + H2↑	Mg0 + 2H+ = Mg2+ + H2↑
3. Оксид а) основный	МgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O MgO + 2Н+ + = Mg2+ + + H2O	MgO + 2H+ = Mg2+ + H2O
б) амфотерный	ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O ZnO + 2Н+ + 2Сl– = Zn2+ + 2Сl– + H2O	ZnO + 2H+ = Zn2+ + H2O
4. Основание а) щёлочь	NaOH + HCl = NaCl + H2O Na+ + OH– + H+ + Сl– = Na+ + Сl– + H2O	H+ + OH– = H2O
б) нерастворимое основание	H2SO4 + Fe(OH)2 = FeSO4 + 2H2O 2H+ + + Fe(OH)2 = Fe2++ + 2H2O	2H+ + Fe(OH)2 = Fe2+ + 2H2O
5. Соль	2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2↑ 2H+ + + 2Na+ + = 2Na+ + + CO2↑ + H2O	2H+ + = CO2↑ + H2O

Таким образом, катион водорода Н⁺ в растворах кислот обеспечивает протекание основных реакций этого класса соединений. Вывод подтверждается отсутствием анионов кислотных остатков в сокращённых ионных уравнениях всех реакций ионного обмена с участием ионов водорода. Анионы кислотных остатков отвечают только за специфические свойства конкретных кислот: окислительные, восстановительные, участие в реакциях обмена с выпадением нерастворимых солей этих анионов и др.

Общие химические свойства оснований

Среди оснований хорошо растворимы только щёлочи. Присутствие щелочей в растворах обнаруживают с помощью индикаторов, при этом рН > 7.

Щёлочи — это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Их общие реакции представлены в таблице 18.

Таблица 18. Химические свойства щелочей в свете теории электролитической диссоциации

Реагент	Уравнение реакции в молекулярной форме	Уравнение реакции в сокращённой ионной форме
1. Индикатор	Как правило, уравнение диссоциации: NaOH → Na+ + OH–
2. Кислота	2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O	H+ + OH– = H2O
3. Соль а) соль нерастворимого в воде основания	Mg(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Mg(OH)2↓	Mg2+ + 2OH– = Mg(OH)2↓
б) соль аммония	NH4Cl + KOH = KCl + NH3↑ + H2O	+ OH– = NH3↑ + H2O
в) кислая соль	NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O	+ OH– = + H2O
4. Оксид а) кислотный оксид	CO2 + KOH = KHCO3 CO2 + 2KOH = K2CO3 + Н2О	CO2 + OH– = CO2 + 2OH– = + H2O
б) амфотерный оксид	ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]	ZnO + 2OH– + H2O = [Zn(OH)4]2–
5. Амфотерный гидроксид	Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]	Zn(OH)2 + 2OH– = [Zn(OH)4]2–

Таким образом, анион OН^– в растворах щелочей обеспечивает протекание основных реакций этого класса соединений. Этот вывод подтверждается отсутствием катионов металлов в сокращённых ионных уравнениях всех реакций ионного обмена с участием щелочей. Катионы металлов отвечают только за специфические свойства конкретных щелочей: растворимость, участие в реакциях обмена с выпадением нерастворимых солей этих катионов и др.

Общие химические свойства солей

Химические свойства и реакции солей в растворах обусловлены главным образом реакциями их ионов. В результате взаимодействия солей слабых кислот с сильными кислотами образуются слабые кислоты — протекает реакция ионного обмена, при котором происходит вытеснение кислоты из её соли более сильной кислотой.

Реакции солей со щелочами приводят к осаждению нерастворимых в воде оснований, выделению аммиака из солей аммония и образованию средних солей из кислых солей.

В водных растворах соли вступают в реакции ионного обмена с другими солями, а также в реакции замещения с более активными металлами. Типичные реакции с участием солей в растворах приведены в таблице 19.

Таблица 19. Химические свойства солей в свете теории электролитической диссоциации

Реагент	Уравнение реакции в молекулярной форме	Уравнение реакции в сокращённой ионной форме
1. Кислота	Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O	+ 2H+ = CO2↑ + H2O
2. Щёлочь	CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KCl	Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓
3. Соль	BaCl2 + К2SO4 = BaSO4↓ + 2КCl	Ba2+ + = BaSO4↓
4. Металл	CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu↓	Cu2+ + Fe = Fe2+ + Cu↓

С позиции теории электролитической диссоциации химические свойства растворов солей обусловлены реакциями с участием катионов металлов (или аммония) и анионов кислотных остатков.

Кроме катионов металлов и аммония, в солях могут находиться катионы фосфония , органические производные аммония, например катион тетраметиламмония , а также комплексные катионы — и т. д. Анионами в солях нередко выступают комплексные анионы, такие как , , , [Zn(OH)₄]^2– и др.

Вопросы, задания, задачи

1. Пользуясь таблицей растворимости, назовите четыре аниона, образующих нерастворимые соли с катионом Ca²⁺.

2. C какими из перечисленных соединений и простых веществ реагирует разбавленная серная кислота: HCl, Na₂SO₄, NaHSO₃, Ba(OH)₂, NH₃, LiOH, CO₂, SO₂? Составьте уравнения возможных химических реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

3. Составьте в молекулярной форме три уравнения реакций нейтрализации, соответствующих уравнению: Н⁺ + ОН^– = Н₂О.

4. Составьте в молекулярной и полной ионной формах уравнения химических реакций в соответствии с уравнениями:

• а) Cu²⁺ + S^2– = CuS↓;
• б) Fe₂O₃ + 6H⁺ = 2Fe³⁺ + 3H₂O;
• в) BaCO₃ + 2H⁺ = Ba²⁺ + CO₂↑ + H₂O;
• г) .

5. Укажите реагенты и индикаторы, с помощью которых можно различить растворы Ca(OH)₂ и H₂SO₄: лакмус, метилоранж, фенолфталеин, универсальная индикаторная бумага, CO₂, BaCl₂, CuCl₂, Fe (опилки), NaHCO₃, KF, FeCl₃, H₃PO₄. Укажите качественные признаки реакций, напишите их уравнения в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

6. Определите массу меди, которую можно выделить из 1 дм^₃ раствора CuCl₂ с концентрацией 0,07 моль/дм³ железными опилками, взятыми в избытке, если таким образом извлекают 95 % металла.

7. Укажите массу раствора с массовой долей карбоната натрия 8,48 %, необходимого для полного осаждения катионов Ca²⁺ из раствора массой 222 г, в котором массовая доля хлорида кальция составляет 0,10.

8. Вычислите массу питьевой соды NaHCO₃, которая необходима для нейтрализации 96%-ной серной кислоты объёмом 1,00 дм³ и ρ = 1,835 г/см³.

9. К раствору йодида бария BaI₂ массой 391 г с массовой долей соли, равной 40 %, добавили 96%-ный раствор H₂SO₄ с ρ = 1,835 г/см³ в количестве, достаточном для полного осаждения бария в виде BaSO₄. Рассчитайте массу (г) и объём (см³) добавленного раствора серной кислоты.

10. Используя данные задачи 9, рассчитайте массу осадка BaSO₄, а также массу образовавшегося раствора йодоводорода и массовую долю HI в нём.

§ 27.1

*Вопросы, задания, задачи

1. Даны растворы веществ: NaOH, HCl, NaCl, KOH, HNO₃, Ca(OH)₂, NH₃, CO₂, SO₂, СH₃СOOH, HNO₂, HF. Распределите перечисленные растворы в три ряда:

• а) растворы имеют < рН 7;
• б) рН > 7;
• в) рН ≈ 7.

2. C какими веществами реагирует разбавленная серная кислота: HCl, Na₂SO₄, NaHSO₃, Ba(OH)₂, NH₃, LiOH, CO₂, SO₂? Составьте уравнения возможных химических реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

3. Завершите уравнения химических реакций в молекулярной форме и запишите их в сокращённой ионной форме:

• а) NaF + CaCl₂ = …;
• б) NH₃ ∙ H₂O + H₂SO₄ = …;
• в) Na₂S + H₂SO₄ = …;
• г) NaOH + HCl = ….

Укажите условия протекания этих реакций.

4. Укажите реагенты и индикаторы, с помощью которых можно различить растворы Ca(OH)₂ и H₂SO₄: лакмус, метилоранж, фенолфталеин, универсальная индикаторная бумага, CO₂, BaCl₂, CuCl₂, Fe (опилки), NaHCO₃, KF, FeCl₃, H₃PO₄. Укажите качественные признаки реакций, напишите их уравнения в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

5. Пользуясь таблицей растворимости, укажите анионы, которые образуют нерастворимые соли с катионом Mg²⁺. Запишите уравнения трёх реакций образования этих солей в сокращённой ионной форме.

6. Какие из пар ионов будут реагировать между собой с образованием осадков, а какие с образованием малодиссоциирующих веществ молекулярного строения:

• а) Ba²⁺+ и ;
• б) K⁺ и OH^–;
• в) H⁺ и OH^–;
• г) Ag⁺ и Cl^–;
• д) H⁺ и F^–;
• е) H⁺ и CH₃COO^–;
• ж) H⁺ и ;
• з) и OH^–;
• и) Na⁺ и ?

7. Хватит ли раствора объёмом 750 см³ с молярной концентрацией KОН, равной 0,5 моль/дм³, для полной нейтрализации раствора массой 200 г, в котором массовая доля HCl составляет 7,3 %? Определите область значений рН (больше или меньше 7) раствора после окончания реакции.

8. В растворе азотистой кислоты число непродиссоциировавших молекул в 2,5 раза больше числа продиссоциировавших. Укажите степень диссоциации α (в процентах) и рН раствора, если исходная концентрация кислоты в нём была равна 0,0035 моль/дм³.

9. Определите количества (моль) исходных веществ Al₂(SO₄)₃ · 18H₂O и NH₃ · H₂O, при взаимодействии которых образуется гидроксид алюминия Al(OH)₃ количеством 1,0 моль.

10. Вычислите массу Na₂CO₃ (компонент стирального порошка), необходимую для осаждения всех катионов кальция и магния из воды (для стирки белья) объёмом 20 дм³ с молярной концентрацией суммы катионов кальция и магния, равной 0,0035 моль/дм³ (норма предельной жёсткости для водопроводной воды). Составьте уравнения соответствующих реакций в сокращённой ионной форме.

*Самоконтроль

1. Реакции обмена в растворах электролитов протекают необратимо, если:

• а) продукты реакции легко диссоциируют на ионы;
• б) выпадает осадок;
• в) выделяется газ;
• г) образуется слабый электролит

2. Уравнение реакции в сокращённой ионной форме H⁺ + ОН^– = H₂O описывает взаимодействие:

• а) Н₂SO₄ + Ba(OH)₂ = ВаSO₄↓ + 2H₂O;
• б) Н₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O;
• в) Н₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O;
• г) Н₂SO₄ + Cu(OH)₂ = CuSO₄ + 2H₂O.

3. Общие свойства для растворов обоих приведённых в паре электролитов в свете теории электролитической диссоциации обусловлены:

• а) катионом водорода для НCl и H₂SO₄;
• б) ионом металла для NaOH и Ca(OH)₂;
• в) анионом кислотного остатка для MgSO₄ и MgCl₂;
• г) катионом бария для ВаCl₂ и Ва(NO₃)₂.

4. В растворе могут сосуществовать в значительных количествах ионы:

• а) Na⁺ и ;
• б) Ag⁺ и Cl^–;
• в) Ag⁺ и Вr^–;
• г) Zn²⁺ и ОН^–.

5. В ионных уравнениях реакций в виде ионов не представляют:

• а) СН₃СООН;
• б) Н₃РО₄;
• в) СuO;
• г) МgSO₄.