§ 27. Хімічныя ўласцівасці кіслот, асноў, солей у святле тэорыі электралітычнай дысацыяцыі

Агульныя хімічныя ўласцівасці кіслот

Кіслоты — гэта электраліты, пры дысацыяцыі якіх у якасці катыёнаў утвараюцца толькі катыёны вадароду.

Прысутнасць кіслот у растворах вызначаюць з дапамогай індыкатараў. Так, у кіслым асяроддзі (рН < 7) лакмус і метыларанж маюць чырвоную афарбоўку (гл. мал. 59). Агульныя хімічныя ўласцівасці моцных кіслот абумоўлены рэакцыямі, у якія ўступаюць толькі катыёны вадароду H+. Да іх адносяць утварэнне солей пры ўзаемадзеянні з металамі, асноўнымі і амфатэрнымі аксідамі, асновамі і солямі (табл. 17).

Табліца 17. Хімічныя ўласцівасці кіслот у святле тэорыі электралітычнай дысацыяцыі

Рэагент Ураўненне рэакцыі ў малекулярнай і поўнай іоннай формах Ураўненне рэакцыі у скарочанай іоннай форме
1. Індыкатар Як правіла, ураўненне дысацыяцыі:
HBr → H+ + Br–
2. Метал Мg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
Mg0 + 2Н+ + 2Сl– = Mg2+ + 2Сl– + H2↑		 Mg0 + 2H+ = Mg2+ + H2↑
3. Аксід
а) асноўны		 МgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O
MgO + 2Н+ + begin mathsize 16px style 2 NO subscript 3 superscript minus end style = Mg2+ + 2 NO subscript 3 superscript minus + H2O		 MgO + 2H+ = Mg2+ + H2O
б) амфатэрны ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2Н+ + 2Сl– = Zn2+ + 2Сl– + H2O		 ZnO + 2H+ = Zn2+ + H2O
4. Аснова
а) шчолач		 NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH– + H+ + Сl– = Na+ + Сl– + H2O		 H+ + OH– = H2O
б) нерастваральная аснова H2SO4 + Fe(OH)2 = FeSO4 + 2H2O
2H+ + SO subscript 4 superscript 2 minus end superscript + Fe(OH)2 = Fe2++ SO subscript 4 superscript 2 minus end superscript + 2H2O		 2H+ + Fe(OH)2 = Fe2+ + 2H2O
5. Соль 2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2↑
2H+ + 2 NO subscript 3 superscript minus + 2Na+ + CO subscript 3 superscript 2 minus end superscript = 2Na+ + 2 NO subscript 3 superscript minus + CO2↑ + H2O		 2H+ + CO subscript 3 superscript 2 minus end superscript = CO2↑ + H2O

Такім чынам, катыён вадароду Н+ у растворах кіслот забяспечвае працяканне асноўных рэакцый гэтага класа злучэнняў. Вывад пацвярджаецца адсутнасцю аніёнаў кіслотных астаткаў у скарочаных іонных ураўненнях усіх рэакцый іоннага абмену з удзелам іонаў вадароду. Аніёны кіслотных астаткаў адказваюць толькі за спецыфічныя ўласцівасці канкрэтных кіслот: акісляльныя, аднаўленчыя, удзел у рэакцыях абмену з выпадзеннем нерастваральных солей гэтых аніёнаў і інш.

ul

Кіслоты ўтвараюць у водных растворах лішак катыёнаў H+ (катыёнаў гідраксонію H3O+) і ствараюць кіслае асяроддзе.

У асобным слупку табліцы растваральнасці — слупку кіслот — адзначаны пары: катыён H+ і аніёны СO subscript 3 superscript 2 minus end superscript, S2– або SiO subscript 3 superscript 2 minus end superscript, якія ўзаемадзейнічаюць з утварэннем кіслот — слабых электралітаў: H2CO3, H2S і H2SiO3. Якія яшчэ аніёны ў табліцы растваральнасці рэагуюць з катыёнам H+, утвараючы малекулы слабых кіслот?

Пасля рэакцыі катыёна H+ з аніёнамі СO subscript 3 superscript 2 minus end superscript і S2– абмежавана растваральныя газападобныя рэчывы CO2 (пасля распаду нямоцнай кіслаты H2CO3) і H2S утвараюцца з характэрным «закіпаннем» раствору і вылучэннем бурбалак газу. Нерастваральная ў вадзе крэмніевая кіслата H2SiO3 выпадае ў асадак.

Звярніце ўвагу, што фіялетавая афарбоўка лакмусу ў нейтральным асяроддзі з’яўляецца сумессю сіняга і чырвонага колераў, а аранжавая афарбоўка метыларанжу — гэта сумесь жоўтага і чырвонага колераў індыкатараў. Такое накладанне колераў сведчыць, што абедзве афарбаваныя формы індыкатараў у нейтральным асяроддзі прадстаўлены ў роўнай меры, паколькі канцэнтрацыі іонаў вадароду Н+ і гідраксід-аніёнаў ОН– у чыстай вадзе аднолькавыя і пры 25 °С роўныя па 10–7 моль/дм3.