ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Учебное пособие

Рекомендовано учебно-методическим объединением высших учебных заведений Российской Федерации по образованию в области авиации, ракетостроения и космоса в качестве учебного пособия для студентов, обучающихся по направлениям 150100 «Металлургия», 150600 “Материаловедение и технология новых материалов”, 150500 “Материаловедение, технология материалов и покрытий”, 286200 “Защита окружающей среды”, 280100 «Безопасность жизнедеятельности».

Москва 2007

Авторы: В.С.Клементьева, И.В.Соловьева, Т.Я.Максина.

Под редакцией Петра Гордеевича Бабаевского.

Рецензенты:

Водные растворы электролитов / В.С.Клементьева, И.В.Соловьева, Т.Я.Максина. – М.: МАТИ, 2007. - …с.

Настоящее пособие посвящено рассмотрению краткой теории растворов электролитов, современного представления о природе кислот и оснований.

Учебное пособие состоит из нескольких разделов, включающих вопросы электролитической диссоциации, гидролиза, фазовых равновесий в растворах электролитов. Приведены примеры решения задач и контрольные задания для проверки знаний студентов, а также большое количество справочных материалов.

Учебное пособие предназначено для подготовки бакалавров и магистров по направлениям 150100 «Металлургия», 150600 “Материаловедение и технология новых материалов”, 150500 “Материаловедение, технология материалов и покрытий”, 286200 “Защита окружающей среды”, 280100 «Безопасность жизнедеятельности».

ОГЛАВЛЕНИЕ

Введение.............................................................................................4

1. Основные свойства растворов..........................................................5

1.1 Способы выражения состава раствора.…………………………6

1.2. Типовые задачи и их решение…………………………………..10

2. Ионные равновесия в водных растворах электролитов………….20

2.1. Теория электролитической диссоциации...............................20

2.2. Современные теории кислот и оснований………...................22

2.2.1. Протолитическая теория кислот и оснований (Теория Бренстеда и Лоури)………………………………………….23 2.2.2. Электронная теория кислот и оснований Льюиса……26

2.3. Растворы сильных электролитов............................................27

2.4. Равновесия в растворах слабых электролитов………………30

2.5.Электролитическая диссоциация комплексных соединений.39

3. Электролитическая диссоциация воды……………………………...42

3.1. Ионное произведение воды……………………………………...42

3.2. Среда водных растворов. Водородный показатель рН……..43

3.4. Формулы для расчета рН среды в растворах кислот и оснований…………………………………………………………..45

3.5. Кислотно-основные индикаторы для определения среды водных растворов………………………………………………….52

3.6. Водные буферные растворы…………………………………….54

4. Малорастворимые электролиты. Количественные характеристики процессов растворения…………………………….55

4.1. Условия выпадения и растворения осадков в водных растворах электролитов…………………………………………62

4.2. Влияние на растворимость рН среды раствора. рН гидратообразования……………………………………….. 67

5. Ионнообменные реакции в водных растворах электролитов……69

6. Равновесия в растворах гидролизующихся солей………………...79

6.1. Гидролиз соли по катиону………………………………………...81

6.2. Гидролиз соли по аниону…………………………………………86

6.3. Гидролиз соли по катиону и аниону одновременно………….89

ВВЕДЕНИЕ

Учебное пособие предназначено для изучения ряда соответствующих разделов дисциплины «Неорганическая и аналитическая химия» при подготовке бакалавров, магистров и специалистов в области техники и технологии по направлениям 150100 «Металлургия», 150600 “Материаловедение и технология новых материалов”, 150500 “Материаловедение, технология материалов и покрытий”, 286200 “Защита окружающей среды”, 280100 «Безопасность жизнедеятельности».

Учебное пособие может быть использовано также для самостоятельной работы студентов при решении задач по теме «Растворы электролитов» и для выполнения курсовых и индивидуальных работ.

В учебное пособие включены основные определения и закономерности теории водных растворов электролитов, приведены типовые расчеты для растворов. На многочисленных примерах рассмотрены методы решения задач по указанной теме. После примеров следуют многовариантные контрольные задания. Это позволяет использовать пособие для проведения проверочных и контрольных работ. Необходимые справочные данные приведены в соответствующих таблицах.

Основные свойства растворов

Раствором называют многокомпонентную гомогенную систему переменного состава, каждый из компонентов которого равномерно распределен в массе другого в виде молекул, атомов или ионов.

Наиболее изученными, широко распространенными и используемыми являются жидкие растворы. В зависимости от природы растворителя различают водные растворы (растворитель – вода) и неводные (все другие растворители). В настоящем пособии рассматриваются только водные растворы.

Условно компоненты раствора делятся на растворенное вещество и растворитель. Если раствор образуется при смешивании компонентов одинакового агрегатного состояния, растворителем считается тот компонент, содержание которого в растворе больше. В остальных случаях растворителем является компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора.

Образование раствора представляет собой сложный процесс, часто сопровождающийся изменением объема и тепловыми эффектами.

Растворение в жидкостях газов и жидкостей обычно сопровождается выделением теплоты (∆ Н_раств< 0).

Изменение теплоты при образовании раствора можно представить как сумму эндо- и экзотермических процессов, сопровождающих растворение. Процесс растворения любого вещества в жидкости протекает в 3 стадии:

1) разрушение химических и межмолекулярных связей растворяемого вещества, которое требует затраты энергии (∆ Н_разр> 0);

2) сольватация - химическое взаимодействие растворителя с растворенными частицами вещества с образованием сольватов (в водных растворах – гидратов) - процесс экзотермический (∆ Н_гидр< 0);

3)диффузия - равномерное распределение сольватов (гидратов) в объеме раствора - происходит с энергетическими затратами (∆ Н_диф > 0).

Общий тепловой эффект растворения твердого вещества:

∆ Н_раств = ∆ Н_разр+ ∆ Н_гидр+ ∆ Н_диф. (1)

От соотношения составляющих энергетических эффектов зависит знак суммарного теплового эффекта процесса растворения. В большинстве случаев растворение вещества – процесс эндотермический.

Свойства растворов зависят от природы образующих их компонентов, состава раствора, температуры, давления.

По содержанию растворенного вещества растворы качественно характеризуют как предельно разбавленные (содержащие «следы» растворенного вещества), разбавленные (содержание растворенного вещества невелико), концентрированные (содержание растворенного вещества значительно).

Пример 1.1.

Приготовить 25%-ный раствор серной кислоты из 70%-ного и 10%-ного растворов. Для этого необходимо рассчитать, в каком массовом соотношении нужно смешать эти растворы.

Решение: В 100 гпервого раствора содержится избыток растворенного вещества по сравнению с требуемым в (70 – 25) г = 45 г.

В 100 г второго вещества недостает (25 -10) г = 15 г по сравнению с требуемым.

Пусть для приготовления раствора заданной концентрации требуется х, г 70 % -ного и у, г 10%-ного растворов. Избыток вещества – серной кислоты – в х г первого раствораравен: , а недостаток в у г второго - . Для получения раствора заданной концентрации избыток растворенного вещества от первого раствора должен полностью компенсировать его недостаток от второго раствора. Следовательно:

или .

Решение этой задачи можно изобразить схемой – «крестом»:

70% ------------ 15 масс. частей

25%

10%------------- 45 масс. частей,

где концентрации исходных растворов – 70% и 10% записываем в первом столбце, заданную концентрацию - 25% - во втором столбце посередине, а разности между исходными концентрациями и заданной записываем в третьем столбце в направлении пересекающихся диагоналей

(см. стрелки на схеме).

Ответ: на 15 массовых частей 70%-ного раствора надо взять 45 массовых частей 10%-ного раствора, т.е. смешать их в отношении 1: 3 (по массе).

Типовые задачи и их решение

Задача 1.1. Определите массовую долю раствора (С_%), содержащего 60 г NaOH и 140 г воды.

Решение: Массовая доля (С_%) выражается формулой (2):

где m = m₁ + m₂ – масса раствора;

m₁= 40 г – масса растворенного NaOH;

m₂= 140 г - масса воды, г.

m = m₁ + m₂ = 60 + 140 = 200 г.

Ответ: 30 %.

Задача 1.2. Определите массу соли, которая потребуется для приготовления 250 г раствора с массовой долей соли 10%.

Решение: Воспользуемся формулой (2): ,

где m = 250 г – масса раствора; m₁ – масса растворенной соли г.

Ответ: 25 г соли.

Задача 1.3. Определите массу Na₂CO₃ в г, необходимую для приготовления 2 л 1Н раствора.

Решение: Нормальная концентрация (С_Н) определяется по формуле (9):

моль-экв/л,

где m₁ = масса растворенного Na₂CO₃, г; Э₁ = - эквивалентная масса Na₂CO₃:

;

V = 2 л = 2000 мл - объем 1 Н раствора.

Ответ: масса Na₂CO₃ - 106 г.

Задача 1.4. Сколько г NaOH надо взять для приготовления 2, 5 л 0, 1 М раствора?

Решение: Молярная концентрация определяется по формуле (5): ,

где m₁ - масса NaOH в приготовленном растворе, г;

М₁ = 40 г/моль - мольная масса NaOH;

V = 2500 мл - объем 0, 1 М раствора NaOH.

m₁ = C_M · M₁· V / 1000 = 0, 1 · 40 · 2500 / 1000 = 10 г.

Ответ : 10 г NaOH.

Часто в лабораторной практике, а также при решении задач необходимо выразить одну концентрацию через другую. В табл. 3 приведены формулы взаимосвязи различных концентраций.

Таблица 3

Взаимосвязь разных способов выражений концентраций

Концен-трация	С_%, %	С_г/л, г/л	С_м, моль/л	С_N, г-экв/л	Т, г/см³
С_%	-
С_г/л	10·ρ ·С_%	-	С_М· М₁	С_Н·Э₁	1000·Т
С_М			-
С_Н				-
Т					-

Задача 1.5. Определите молярную концентрацию (С_М) раствора H₂SO₄ c массовой долей 30 % и плотностью ρ = 1, 22 г/ см³.

Решение: Воспользуемся формулой (5):

С_М = m₁ · 1000 / (M₁· V ),

где m₁ - масса растворенной H₂SO₄; М₁ = МH₂SO₄ = 98 г/моль - мольная масса; V - объем раствора, мл.

Масса 1 л (1000 мл) раствора m_1л = ρ · V = 1, 22 г/мл · 1000 мл = 1220 г.

В 100 г раствора содержится 30 г H₂SO₄;

в 1220 г раствора - m₁ = 1220 · 30 / 100 = 366 г H₂SO₄.

C_M = 366 · 1000 / 98 · 1000 = 3, 73 моль/л (М).

Ответ: С_М = 3, 73 М.

Примечание. Эту задачу можно решить также, воспользовавшись формулой взаимосвязи концентраций из табл.3:

Задача 1.6. Определите нормальную концентрацию (С_Н) в растворе Na₂CO₃ c плотностью ρ = 1, 105 г/см³ и массовой долей 15%.

Решение: Воспользуемся формулами (9) и (2).

, моль-экв/л, и .

Выразим массу Na₂CO₃(m₁) через С_%, а массу раствора (m) как произведение плотности на объем m = :

и подставим в формулу для С_Н:

Примечание. К этой же формуле можно прийти с помощью табл.3. Э₁ – эквивалентная масса Na₂CO₃, которую рассчитаем по формуле:

;

Ответ: С_Н = 3, 12 моль-экв /л.

Задача 1.7. Определите объем 0, 1 Н раствора КОН, необходимый для нейтрализации 200 мл 0, 2 Н раствора НСl.

Решение: Согласно закону эквивалентов для реакции, протекающей в растворе:

V_KOH· C_HCl = V_HCl· C_H _HCl. (10)

Следовательно V_KOH = V_HCl · C _HCl / C_KOH = 200 · 0, 2 / 0, 1 = 400 мл.

Ответ: 400 мл.

Задача 1.8. Определите титр (Т) 0, 5 Н раствора H₂SO₄.

Решение: Титр (Т, г/см²) определяется по формуле (8)

а нормальная концентрация С_Н по формуле (9)

моль-экв/л,

где /моль-экв.

Выразим массу H₂SO₄ (m₁) через С_Н:

и подставим в формулу (8). Получим выражение:

Т = = = 0, 0245 г/см³.

Примечание. Это выражение можно получить, пользуясь табл. 3.

Ответ: Т = 0, 0245 г/см³.

Задача 1.9. Определите титр 0, 5 М раствора H₂SO₄.

Решение: Титр (Т, г/см³) определяется по формуле (8):

а молярная концентрация С_М – по формуле (5):

, моль/л, где г/моль.

Выразим массу H₂SO₄ (m₁) через С_М:

и подставим в формулу (8):

г/см³.

Примечание. К этой формуле можно прийти, воспользовавшись, табл. 3.

Ответ: Т = 0, 049 г/см³.

Контрольное задание № 1

В соответствии с Вашим вариантом и данными таблиц 4-8 в письменном виде приведите расчеты и ответьте на следующие вопросы.

Вопрос 1 (табл.4). Определите массовую долю раствора (С_%), полученного при растворении массы вещества (m₁) в воде массой (m₂).

Вопрос 2 (табл.5). Определите массу вещества (m₁), которая содержится в объеме раствора V c известной нормальной (С_Н) или молярной (С_М) концентрацией.

Вопрос 3(табл.6). Определите молярную концентрацию раствора (С_М) с известной массовой долей (С_%) и плотностью ρ, г/см³.

Вопрос 4 (табл.7). Определите нормальную концентрацию раствора

(С_Н) с известной массовой долей (С_%) и плотностью ρ, (г/см³).

Вопрос 5 (табл.8). Определите титр (Т) раствора с известной нормальной (С_Н) или молярной (С_М) концентрацией.

Таблица 4

Варианты ответов (С_%) к вопросу 1

№ m₁, г m₂, г А Б В

24, 38 22, 6 19, 6

12, 5 237.5

20, 4 19, 6

Таблица 5

Варианты ответов (m₁) к вопросу 2

№ V, мл C_H или С_М А Б В

0, 1 М NaOH

1H Na₂SO₄ 35, 5 3, 55

1M H₂SO₄ 4, 9 9, 8

0, 5H H₂SO₄ 12, 25 24, 5

1M H₃PO₄ 9, 8 19, 6

0, 1H CuSO₄

2M Na₂CO₃ 26, 5

1H H₂SO₄ 29, 4 14, 7 7, 35

0, 1M Na₂SO₄ 1, 42 2, 84 14, 2

3H NaOH

2M HNO₃ 6, 3 12, 6

0, 5H KOH

2 M NaCl 58, 5

2H FeCl₂ 63, 5

0, 1M Ca(NO₃)₂ 6, 56 13, 12

2H KOH

1H CuSO₄

3M H₃PO₄ 58, 8 29, 4

1H Al(NO₃)₃

0, 5M MnCl₂ 31, 5 15, 75

0, 1H K₂SO₄ 8, 7 4, 35

0, 2M NaNO₃ 5, 1 10, 2 15, 3

2H BeSO₄

1H BaCl₂ 10, 4 20, 8

2M KJ 33, 2 66, 4 56, 2

Таблица 6

Варианты ответов (C_М) к вопросу 3

№№ С_% ρ, г/см³ А Б В

20% р-р HCl 1, 1 6, 027 12, 054 10, 1

8 % р-р CuSO₄ 1, 084 1, 084 0, 542 0, 742

5, 5% р-р HNO₃ 1, 030 1, 798 2, 010 0, 899

20% NaOH 1, 219 6, 095 3, 097 3, 047

10 % р-р КСl 1, 063 2, 854 1, 427 1, 123

6 % р-р NaСl 1, 044 0, 107 2, 140 1, 070

12 % р-р FeSO₄ 1, 122 0, 885 1, 770 0, 177

7 % р-р Na₂SO₄ 1, 063 1, 048 0, 524 0, 240

12 % р-р H₂SO₄ 1, 080 0, 132 2, 644 1, 322

4% р-р NH₄Cl 1, 011 0, 756 1, 512 0, 378

12 % р-р NaCl 1, 089 2, 464 2, 232 0.223

10 % р-р HCl 1, 047 1, 434 1, 868 2, 868

30 % р-р H₂SO₄ 1, 219 3, 731 2, 462 1, 865

10 % р-р NaOH 1, 109 2, 544 2, 772 1, 386

5 % р-р KCl 1, 030 1, 382 0, 345 0, 691

15 % р-р H₂SO₄ 1, 105 1, 691 3, 382 0, 845

40 % р-р HNO₃ 1, 246 3, 955 7, 911 3, 791

8 % р-р NaOH 1, 087 1, 087 2, 354 2, 174

6 % р-р HCl 1, 023 1, 681 1, 315 2, 621

20 % р-р NH₄Cl 1, 057 2, 212 3, 951 3, 215

14 % р-р Na₂SO₄ 1, 131 1, 230 1, 130 1, 115

20 % р-р NaCl 1, 151 3, 935 2.835 3, 115

10 % р-р H₂SO₄ 1, 066 1, 287 1, 087 1, 066

14 % р-р NaOH 1, 153 4, 435 3, 035 4, 035

Таблица 7

Варианты ответов (C_Н) к вопросу 4

№ С_% ρ, г/см³ А Б В

8 % р-р H₂SO₄ 1, 052 1, 680 1, 180 1, 717

6 % р-р HCl 1, 023 1, 023 1, 448 2, 080

8 % р-р NaCl 1, 059 1, 048 1, 054 1, 828

10 % р-р HNO₃ 1, 054 1, 923 1, 086 1, 673

10 % р-р Na₂SO₄ 1, 091 1, 536 1, 086 2, 326

12 % р-р КОН 1, 100 2, 027 2, 357 2, 827

4 % р-р KCl 1, 024 0, 850 0, 250 0, 549

6 % р-р NaOH 1, 065 1, 597 1, 097 1, 897

8 % р-р HCl 1, 038 1, 275 2, 275 2, 575

10 % р-р Н₂SO₄ 1, 066 2, 375 1, 175 2, 175

6 % р-р HNO₃ 1, 031 0, 982 1, 082 0, 682

4 % р-р NaCl 1, 029 1, 503 0, 903 0, 903

10 % р-р NaOH 1, 109 2, 035 2, 010 2, 772

5 % р-р Na₂SO₄ 1, 044 0, 735 1, 540 0, 935

6 % р-р H₂SO₄ 1, 038 0, 971 1, 271 1, 542

10 % р-р KCl 1, 063 1, 026 0, 926 1, 426

5 % р-р NaCl 1, 036 0, 885 0, 445 1, 025

18 % р-р HCl 1, 088 4, 245 5, 365 5, 025

12 % р-р HNO₃ 1, 066 2, 350 1, 950 2, 030

8 % р-р Na₂SO₄ 1, 072 1, 208 1, 516 1, 080

4 % р-р NaOH 1, 043 1, 086 1, 043 1, 112

16 % р-р H₂SO₄ 1, 109 3, 920 3, 331 3, 621

9 % р-р NaCl 1, 065 1, 638 1, 038 1, 065

2 % р-р HNO₃ 1, 009 0, 520 0, 320 0, 640

Таблица 8

Варианты ответов (Т, г/см³) к вопросу 5

№ С_Н или С_М А Б В

0, 1 М р-р Na₂SO₄ 0, 126 0, 0126 0, 0252

2 H р-р HCl 0, 073 0, 036 0, 73

1 M р-р HNO₃ 0, 126 0, 063 0, 63

0, 3 H H₂SO₄ 0, 14 0, 05 0, 0147

1 M р-р КОН 0, 056 0, 112 0, 56

0, 5 Н р-р HNO₃ 0, 315 0, 0315 0, 063

2 M р-р FeCl₃ 0, 325 0, 0325 0, 650

0, 2 H р-р NaOH 0, 008 0, 08 0, 016

0, 5 M р-р Ca(NO₃)₂ 0, 82 0, 082 0, 164

1 H р-р N₂CO₃ 0, 53 0, 053 0, 106

0, 3 M р-р MnCl₂ 0, 378 0, 0756 0, 0378

0, 5 H р-р NaOH 0, 2 0, 04 0, 02

1 M р-р K₂SO₄ 0, 174 0, 0174 0, 0348

1 H р-р H₂SO₄ 0, 98 0, 098 0, 49

0, 8 M р-р FeCl₂ 0, 1016 0, 0508 0, 01016

0, 1 H р-р КОН 0, 056 0, 112 0, 0056

0, 2 M р-р VCl3 0, 315 0, 0315 0, 0630

1 H р-р NaNO₃ 0, 085 0, 85 0, 170

0, 1 M р-р Bi(NO₃)₃ 0, 395 0, 0395 0, 079

0, 3 H р-р H₃PO₄ 0, 098 0, 196 0, 0098

0, 4 M р-р BeSO₄ 0, 042 0, 42 0, 084

2 H р-р K₂CO₃ 0, 069 0, 138 0, 0138

1 M р-р BaCl₂ 0, 137 0, 0137 0, 0274

3 H р-р NaCl 0, 01755 0, 3510 0, 1755

0, 7 M р-р CoSO₄ 0, 01085 0, 1085 0, 217

Реальные растворы – сложные системы, в которых сосуществуют частицы различного вида и состава (молекулы растворителя, ионы и молекулы растворенного вещества, ассоциаты), взаимодействующие между собой. В очень разбавленных растворах этим взаимодействием можно пренебречь. Но с увеличением концентрации раствора, особенно в растворах сильных электролитов, взаимодействия частиц-компонентов раствора становятся все более существенными. Поэтому для описания свойств реальных растворов вместо концентрации используют «активную концентрацию», или активность, которая связана с концентрациейС соотношением:

= · С, (11)

где - коэффициент активности, показывающий степень отклонения какого-либо свойства реального раствора от теоретически рассчитанной величины для идеального раствора, в котором взаимодействия между компонентами отсутствуют.

И оснований

Представления теории электролитической диссоциации Аррениуса оказались не всегда применимы для объяснения кислых и основных свойств веществ. Например, аммиак NH₃ имеет основные свойства, но не может диссоциировать с образованием в растворе ионов ОН^-.

Кроме того, доказано, что существование Н⁺-иона в чистом виде («голого протона») невозможно. Более вероятно существование Н⁺в составе гидратных частиц, содержащих как минимум 4 молекулы Н₂О, например, Н₉О₄⁺.

В теории Аррениуса вода рассматривается лишь как среда, химически не участвующая в реакциях диссоциации кислот и оснований. Однако, позднее было доказано, что при растворении веществ-электролитов в воде протекает не простой распад на ионы, а физико-химическое взаимодействие между частицами вещества и водой. Участие воды в реакциях такого рода подтверждено экспериментально, однако отобразить это взаимодействие с позиций теории Аррениуса нельзя.

В рамки определений Аррениуса не укладывались реакции гидролиза солей, образованных слабыми кислотами или слабыми основаниями. Несмотря на то, что подобные соли создают в растворе кислую или щелочную среду, кислотами или основаниями по Аррениусу они не являются.

По Аррениусу кислые соли должны диссоциировать в воде так же ступенчато, как многоосновные кислоты, например:

NaHCO₃ Na⁺ + HCO₃^-,
HCO₃^- H⁺ + CO₃^2-,

создавая в растворе кислую среду, обусловленную избытком ионов H⁺.

Однако экспериментальные данные показывают, что в растворах таких солей среда может быть как кислой (например, в растворе NaHSO₄), так и щелочной (например, в растворе NaHCO₃), хотя избыточное содержание ионов OH^- в таких растворах теория Аррениуса объяснить не может.

Эти и другие факты привели к необходимости пересмотра понятий «кислота» и «основание» и созданию других теорий кислот и оснований.

Рассмотрим две наиболее распространенные из них.

Пример 2.1.

а) HCl_(г) + H₂O⇄ H₃O⁺ + Cl^-,

где HCl - кислота, а Н₂О – основание.

б) СН₃СООН + Н₂О ⇄ СН₃СОО^- + Н₃О⁺,

где СН₃СООН – кислота, Н₂О - основание.

в) NH_3(г) + Н₂О ⇄ NH₄⁺ + ОН^-,

где NH₃ - основание, а Н₂О - кислота.

г) HSO₃^- + Н₂О ⇄ H₂SO₃ + OH^-,

где HSO₃^- - основание, а Н₂О - кислота.

д) HSO₃^- + ОН^- ⇄ SO₃^2- + Н₂О,

где HSO₃^- - кислота, ОН^-- основание.

Существуют протоносодержащие частицы HA^- (молекула или ион) способные проявлять себя и основанием, и кислотой (т.е. способные как отдавать, так и принимать протоны). Такие протолиты получили название амфолитов.

Н₂О, HSO₃^- - амфолиты, или протолиты, кислотно-основное поведение которых зависит от других участников реакции.

Амфолиты, или амфипротонные частицы при столкновении могут вступать в реакции автопротолиза:

Пример 2.2.

а) H₂BO₃^- + H₂BO₃^-⇄ H₃BO₃+ HBO₃^2-;

кислота основание кислота основание

Сопряженные пары: H₂BO₃^-/ HBO₃^2-иH₃BO₃/ H₂BO₃^-

б) Н₂О + Н₂О ⇄ Н₃О⁺ + ОН^-

кислота основание кислота основание

Сопряженные пары: Н₂О / ОН^- и Н₃О⁺/ Н₂О.

в) (ZnOH)⁺∙ H₂O + (ZnOH)⁺ ∙ H₂O ⇄ Zn(OH)₂ + Zn⁺² ∙ H₂O+ H₂O

Гидратированные катионы металлов, образующих слабые гидроксиды-основания, проявляют свойства протолитов-кислот, «выбрасывая» из молекулы Н₂О гидратной оболочки Н⁺.

г) Cu²⁺∙ H₂O ⇄ (CuOH)⁺+ H⁺

Катионы щелочных и щелочноземельных металлов (Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Ba²⁺ и др.) протолитами не являются.

Анионы сильных кислот (Сl ^-, Br ^-, I ^-, NO₃^-, ClO₄^- и т.п.) также не являются протолитами.

Пример 2.3.

Кислота Основание Солеобразное вещество

Н⁺ СН₃СОО^- СН₃СООН

Н⁺ ОН^- H₂O

BF₃ (C₂H₅)₂O (C₂H₅)₂O: BF₃

AlCl₃ Cl^- AlCl₄^-

FeCl₃ Cl^- FeCl₄^-

Таким образом, применение терминов «кислота» и «основание» требует уточнения: в каком смысле они применимы. При отсутствии таких уточнений эти термины обычно употребляют в классическом смысле. Термин «сопряженная кислота» уже указывает, что речь идет о кислоте Бренстеда. В тех случаях, когда говорят о веществах с недостатком пары электронов, употребляют термин – кислота Льюиса.

Все описанные кислотно-основные теории применимы к разным системам. Они, как правило, не противоречат одна другой, а иногда и взаимно дополняют друг друга.

Примеры реакций диссоциации слабых электролитов

Диссоциацию слабых электролитов описывают с использованием схемы ступенчатых равновесий. Ниже приведены реакции диссоциации в разбавленных растворах слабых кислот и оснований.

Пример 2.4. Электролитическая диссоциация слабых электролитов - кислот.

HCN – слабая синильная кислота.

⇄ ;