Качестве анионов только ионы oh. Основаниями называются комплексные соединения, которые при диссоциации образуют в качестве анионов только гидроксид-ионоы. Растворимые в воде – щелочи нерастворимые в воде

Основания: классификация, свойства на основе представлений теории электролитической диссоциации. Практическое применение.

Основания – это сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов (или группа аммония NH 4), соединенные с одной или несколькими гидроксильными группами (ОН).

В общем виде основания можно представить формулой: Ме(ОН)n.

С точки зрения теории электролитической диссоциации (ТЭД), основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов получаются только гидроксид-анионы (OH –). Например, NaOH = Na + + OH – .

Классификация. ОСНОВАНИЯ

Растворимые в воде – щелочи нерастворимые в воде

Например, например,

NaOH – гидроксид натрия Cu(OH) 2 – гидроксид меди (II)

Ca(OH) 2 – гидроксид кальция Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III)

NH 4 OH – гидроксид аммония

Физические свойства . Почти все основания – твердые вещества. Они бывают растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые. Гидроксид меди (II) Cu(OH) 2 голубого цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 бурого цвета, большинство других – белого цвета. Растворы щелочей мыльные на ощупь.

Химические свойства .

Электроли́т - вещество , которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы , что происходит врастворах и расплавах , или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов . Примерами электролитов могут служить водные растворы кислот , солей и оснований и некоторые кристаллы (например, иодид серебра , диоксид циркония ). Электролиты - проводники второго рода, вещества, электропроводность которых обусловлена подвижностью ионов.

Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы

Сильные электролиты - электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4).

Слабые электролиты - степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относятводу, ряд кислот (слабые кислоты, такие как HF), основанияp-, d-, и f-элементов.

Между этими двумя группами чёткой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом - слабого.

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа ; обозначается i ) - безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами.

3. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами (катод заряжен отрицательно, а анод – положительно).

4. Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Основываясь на теории электролитической диссоциации, можно дать следующие определения для основных классов соединений:

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например,

HCl → H + + Cl - ; CH 3 COOH H + + CH 3 COO - .

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO 3 – одноосновные кислоты, H 2 SO 4 , H 2 CO 3 – двухосновные, H 3 PO 4 , H 3 AsO 4 – трехосновные.

Основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например,

KOH → K + + OH - , NH 4 OH NH 4 + + OH - .

Растворимые в воде основания называются щелочами.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп. Например, KOH, NaOH – однокислотные основания, Ca(OH) 2 – двухкислотное, Sn(OH) 4 – четырехкислотное и т.д.

Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также ион NH 4 +) и анионы кислотных остатков. Например,

CaCl 2 → Ca 2+ + 2Cl - , NaF → Na + + F - .

Электролиты, при диссоциации которых одновременно, в зависимости от условий, могут образовываться и катионы водорода, и анионы – гидроксид-ионы называются амфотерными. Например,

H 2 O H + + OH - , Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH - , Zn(OH) 2 2H + + ZnO 2 2- или Zn(OH) 2 + 2H 2 O 2- + 2H + .

Катио́н - положительно заряженный ион . Характеризуется величиной положительного электрического заряда: например, NH 4 + - однозарядный катион, Ca 2+

Двузарядный катион. В электрическом поле катионы перемещаются к отрицательному электроду - катод

Происходит от греческого καθιών «нисходящий, идущий вниз». Термин введен Майклом Фарадеем в 1834 году .

Анио́н - атом , или молекула , электрический заряд которой отрицателен, что обусловлено избытком электронов по сравнению с количеством положительныхэлементарных зарядов . Таким образом, анион - отрицательно заряженный ион . Заряд аниона дискретен и выражается в единицах элементарного отрицательного электрического заряда; например, Cl − - однозарядный анион, а остаток серной кислоты SO 4 2− - двузарядный анион. Анионы имеются в растворах большинствасолей , кислот и оснований , в газах , например, H − , а также в кристаллических решётках соединений с ионной связью , например, в кристаллах поваренной соли , вионных жидкостях и в расплавах многих неорганических веществ .

Распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя называется электролитической диссоциацией . Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

К ним относятся вода, кислоты, основания и соли. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительные ионы – катионы и отрицательные – анионы . Процесс электролитической диссоциации обусловлен взаимодействием веществ с водой или другим растворителем, что приводит к образованию гидратированных ионов.

Так, ион водорода образует ион гидроксония:

Н+ + Н2О « Н3О+.

Для упрощения ион гидроксония записывают без указания молекул воды, то есть Н+.

NaCl + nH2O ® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,

или принята запись: NaCl « Na+ + Cl–.

Диссоциация кислот, оснований, солей

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Например,

HNO3 « H+ + NO3–

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например сероводородная кислота диссоциирует ступенчато:

H2S « H+ + HS– (первая ступень)

HS– « H+ + S2– (вторая ступень)

Диссоциация многоосновных кислот протекает, главным образом, по первой ступени. Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона от нейтральной молекулы, минимальна и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.

Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в растворе, которые в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы. Например,

NaOH ® Na+ + OH–

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (первая ступень)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (вторая ступень)

Ступенчатая диссоциация кислот и оснований объясняет образование кислых и основных солей.

Существуют электролиты, которые диссоциируют одновременно как основные и как кислотные. Они называются амфотерными.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Амфотерность объясняется малым различием прочности связей R–H и О–Н.

К амфотерным электролитам относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III), олова (II, IV), свинца (II, IV) и др.

Диссоциацию амфотерного гидроксида, например Sn(OH)2, можно выразить уравнением:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O ¯ основные свойства

2H+ + 2–

кислотные свойства

Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов, или комплексные катионы, и анионы кислотных остатков, или комплексные анионы.

Средние соли, растворимые в воде, диссоциируют практически полностью

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Кислые соли диссоциируют ступенчато, например:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (первая ступень)

Анионы кислых солей в дальнейшем диссоциируют незначительно:

HCO3– « H+ + CO32– (вторая ступень)

Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (первая ступень)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (вторая ступень)

Катионы основных солей по второй ступени диссоциируют в незначительной степени.

Двойные соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют два типа катионов металла. Например

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Комплексные соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются два типа ионов: простой и комплексный. Например:

Na2 « 2Na+ + 2–

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации a , равная отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N)

Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах.

По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные (a>30%), слабые (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся:

Кислотами называют комплексные соединения, которые при диссоциации образуют в качестве катионов только ионы водорода.

Равновесие в системах, содержащих комплексные соединения. Устойчивость комплексных соединений.

Внешняя сфера с комплексным ионом связана преимущественно электростатическими силами (ионогенно). Поэтому в растворах комплексные соединения легко подвергаются диссоциации с отщеплением внешней сферы по типу диссоциации сильных электролитов. Такую диссоциацию называют первичной диссоциацией комплексного соединения.

С точки зрения электролитической диссоциации комплексные соединения делят на кислоты, основания и соли.

Например:

Например:

Солями называются комплексные соединения, которые при диссоциации не образуют ионов водорода и гидроксид-ионов.

Например:

Нейтральные комплексы являются неэлектролитами и первичной диссоциации не подвергаются.

В реакциях обмена комплексные ионы переходят из одних соединений в другие, не меняя своего состава.

ПРИМЕР 12. составить молекулярное и ионное уравнения реакций обмена между нитратом меди (II) и комплексным соединением железа, в результате которой образуется нерастворимая комплексная соль.

ПРИМЕР 13. при взаимодействии нитрата свинца (II) с комплексным соединением выпадает осадок хлорида свинца. Написать молекулярное и ионное уравнения реакций обмена.

Лиганды с комплексообразователем связана ковалентной связью, которая значительно прочнее ионогенной. Поэтому распад внутренней сферы комплексного соединения наблюдается в незначительной степени и носит характер. Обратимый распад внутренней сферы называется вторичной диссоциацией комплексного соединения.

Например, комплексное основание является сильным электролитом и легко диссоциирует на комплексный ион и гидроксид-ионы.

Вместе с тем, применяя чувствительные методы анализа, можно обнаружить в растворе очень малую концентрацию ионов и молекул аммиака, которые образуются в результате диссоциации внутренней сферы и установления равновесия.

Диссоциация комплексных ионов, также как и диссоциация слабых электронов, протекает в незначительной степени и может быть количественно охарактеризована константой диссоциации, которую принято называть константой нестойкости комплексного соединения (К нест.). Константа нестойкости комплексного иона может быть выражена следующим образом:

Диссоциация комплексных ионов протекает ступенчато и каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой нестойкости. При диссоциации ионов устанавливаются следующие равновесие:

При расчетах в большинстве случаев пользуются общей константой нестойкости комплексного иона, которая равна произведению ступенчатых констант.

Об относительной устойчивости комплексного иона судят по величине его константы нестойкости. Чем эта величина меньше, тем комплекс устойчивее; чем больше - тем неустойчивее. Так, сравнивая константы нестойкости однотипных комплексных ионов.

можно сделать вывод, что наиболее устойчивым из этих ионов является последний, а наименее устойчивым – первый.

Сопоставление констант нестойкости однотипных комплексов позволяет также в ряде случаев определять направление смещения равновесия.