Основные определения кислот и оснований

Основные определения кислот и оснований

Многие реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов, относят к кислотно -- основным равновесиям. Существует множество их классификаций, в зависимости от того, что понимают под кислотой или основанием. В таблице приведены наиболее распространенные определения кислот и оснований.

Рисунок 1. Основные определения кислот и оснований

Так как наиболее распространенный растворитель -- вода, в качестве первого приближения чаще всего используется теория Аррениуса. Теория Бренстеда -- Лоури позволяет количественно описать кислотно -- основные равновесия.

Сложные гетеросоединения

Среди всех соединений вода, по своим кислотно -- основным свойствам занимает промежуточное положение. Поэтому характер ее взаимодействий с другими веществами довольно разнообразен.

Так, при взаимодействии воды с оксидами щелочных металлов, образуются растворимые основания -- щелочи. Они представляют собой гидроксиды металлов, которые хорошо растворяются в воде и полностью диссоциируют с образованием ионов.

$Na_2O + H_2O + 151,5$ кДж $> 2NaOH$

$NaOH + aq - 41,8$ кДж $> [Na+]aq + [OH^-]aq$

Символ $«aq»$ обозначает большое количество воды, в которой может раствориться $1$ моль $NaOH$ с образованием ионов, гидратированных молекулами воды.

Гидраты, образующиеся в результате взаимодействия оксидов неметаллов с водой, называют кислотами.

$SO_3 + H_2O - 132,2$ кДж $> H_2SO_4$

Гидроксид при растворении в избытке воды гидратируется дальше, в результате чего диссоциирует на катионы водорода и анионы кислотного остатка:

$H_2SO_4+ aq - 92,5$кДж $>2H^+ (aq) + SO_4^{2-}(aq)$

Кислотные свойства раствора будет определять концентрация ионов водорода в нем.

Основание -- это гидроксид, который в процессе электролитической диссоциации при растворении в воде образует раствор, содержащий избыток ионов гидроксила.

Амфотерность

Гидратация, приводящая к образованию кислот:

$ROH + aq > RO^- (aq) + H^+(aq)$,

характерна в тех случаях, когда связь $H-O$ в гидроксиде более полярна, чем связь $R-O$.

Если у гидоксида связь $R-O$ более полярна, чем связь $H-O$, то в процессе гидратации образуется основание:

$ROH + aq > R+ (aq) + OH^-(aq)$

Гидроксид одновременно будет проявлять свойства и слабой кислоты и слабого основания, если величины полярностей обеих связей в молекуле $ROH$ сравнимы по величине. Это свойство электролитов называется амфотерность, а вещество проявляющее данное свойство -- амфотерное вещество.

Амфотерный гидроксид в щелочной среде ведет себя как кислота:

$ROH + OH^-(aq) > RO^- (aq) + H_2O$,

а в кислой среде ведет себя как основание:

$ROH + H^+(aq) > R^+ + H_2O$.

У оксидов одного и того же элемента можно наблюдать изменение кислотных и основных свойств. Так у металлов низшие кислородные формы являются основными, высшие -- кислотными, а промежуточные -- амфотерными.

Классификация кислот и оснований по основности и по кислотности

В зависимости от того, сколько атомов водорода в кислоте способно заместиться на металл, кислоты подразделяют на:

• одноосновные ($HNO_3$);

• двухосновные ($H_2SO_4$);

• трехосновные ($H_3PO_4$);

• четырехосновные ($H_4P_2O_7$).

Если основание содержит более одной гидроксильной группы, оно называется многокислотным. Различают следующие виды оснований:

• однокислотные ($NaOH$);

• двухкислотные ($Ca(OH)_2$);

• трехкислотные ($Al(OH)_3$).