Свойства растворов сильных электролитов - свойства содержащихся в них ионов.

1. КИСЛОТЫ – содержат ион Н⁺.

1.1. способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

1.2. способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

1.3. способность изменять цвет индикаторов – лакмус краснеет;

1.4. кислый вкус.

2. ОСНОВАНИЯ – содержат гидроксид-ион ОН^-.

2.1. способность взаимодействовать с кислотами сообразованием солей;

2.2. способность иначе чем кислоты изменять цвет индикаторов-  лакмуссинеет;

2.3. своеобразный «мыльный» вкус;

2.4. амфотерные гидроксилы (цинка, алюминия, хрома и некоторых других) образуют

       амфотерные электролиты;

3. СОЛИ - содержат положительные ионы, отличные от ионов Н⁺  и отрицательные ионы        

отличные от гидроксид-ионов ОН^-. Таких ионов, которые были бы общими для всех

солей, нет, поэтому соли не обладают общими свойствами.

Основные классы неорганических веществ:

а) Оксиды. Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Почти все химические элементы образуют оксиды. До настоящего времени еще не получены оксиды трех элементов — благородных газов гелия, неона и аргона.

Согласно международной номенклатуре названия оксидов образуют из латинского корня названия элемента с большей относительной электроотрицательностью с окончанием-ид и русского названия элемента с меньшей относительной электроотрицательностью в родительном падеже. Если же элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается степень окисления элемента римской цифрой в скобках сразу после названия. Например, Н₂О — оксид водорода (вода), FeО — оксид железа (II), Fe₂O₃ — оксид железа (III), Р₂O₃ — оксид фосфора (III), Р₂О₅ — оксид фосфора (V), P₄O₆ — гексаоксид тетра-фосфора, Р₄O₁₀ — декаоксид тетрафосфора, Сu₂О — оксид меди (I) или оксид димеди.

Особую группу кислородных соединений элементов составляют пероксиды. Обычно их рассматривают как соли пероксида водорода Н₂O₂, проявляющего слабые кислотные свойства. У пероксидов атомы кислорода химически связаны не только с атомами других элементов, но и между собой (образуют пероксидную группу —О—О—. Например, пероксид натрия Na₂О₂ (пероксо- — название группы —О—О—). Надо уметь правильно определять степень окисления элементов в пероксидах. Так, в пероксиде бария ВаO₂ степень окисления бария равна +2, а кислорода -1.

По химическим свойствам оксиды делятся на три группы: основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды. Основными называются такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Nа₂O, СаО, FеО, NiO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NаОН, Са(ОН)₂, Fе(ОН)₂, Ni(ОН)₂. Некоторые основные оксиды при взаимодействии с водой образуют основания:

Другие основные оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, а соответствующие им основания получаются из солей:

Основные оксиды образуются только металлами.

Кислотные оксиды. Кислотными оксидами называются такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, СО₂, P₂O₅, SO₂, SO₃ — кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты H₂CO₃, H₃PO₄, H₂SO₃, H₂SO₄. Большинство кислотных оксидов образуют кислоты при взаимодействии с водой:

Некоторые же кислотные оксиды с водой не взаимодействуют. Однако сами они могут быть получены из соответствующей кислоты:

Кислотные оксиды образуются неметаллами и некоторыми металлами, проявляющими высокие степени окисления (например, оксиду Mn₂О₇, отвечает марганцовая кислота НMnO₄).

Амфотерные оксиды. Амфотерными называются такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, т.е. обладают двойственными свойствами. К ним относятся некоторые оксиды металлов: ZnO, Аl₂O₃, Cr₂O₃ и др. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются, но они реагируют и с кислотами, и с основаниями:

При сплавлении А₂O₃ со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются метаалюминаты (безводные алюминаты):

Основные, кислотные и амфотерные оксиды являются солеобразующими, т.е. обладают способностью образовывать соли (при взаимодействии с кислотами или основаниями). Имеется небольшая группа оксидов, которые не проявляют ни основных, ни кислотных свойств и не образуют солей Такие оксиды называются безразличными или индифферентными. К ним, например, относятся оксид углерода (II) СО, оксид азота (I) N₂O, оксид азота (II) NO и оксид кремния (II)SiO.

Кислоты, соли и основания в свете теории диссоциации электролитов. Определения кислот, солей и оснований с точки зрения теории диссоциации были даны С. Аррениусом.

б) Кислоты. Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н⁺. В соответствии с этими определениями к кислотам относятся, например, НСl, H₂SO₄, HNO₃, H₂S.

Примеры уравнений диссоциации кислот можно записать с учетом гидратации ионов:

Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона). Соляная и азотная кислоты образуют только однозарядные кислотные остатки (Сl^- ,NО₃^-); молекула серной кислоты (Н₂SO₄ может образовать два кислотных остатка: однозарядный (НSO₄^-) и двухзарядный (SO₄^2-); молекула фосфорной кислоты может дать три кислотных остатка: однозарядный, двухзарядный и трехзарядный (Н₂РО₄^-, НРО₄^2- и РО₄^3-).

Различают кислородные и бескислородные кислоты. Как показывает само название, первые содержат кислород (например Н₂SO₄, НNO₃, Н₃РО₄), вторые его не содержат (например, НСl, НВr, НI, H₂S).

Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ная, -вая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс “мета”, принаибольшем числе — префикс “орто”.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием -о и прибавлением слова водородная.

в) Основания. Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН . В соответствии с этими определениями к основаниям относятся, например, NaOH, Са(ОН)₂, NH₄OH.

Диссоциацию оснований с учетом гидратации ионов следует писать так:

Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, NаОН — гидроксид натрия, КОН — гидроксид калия, Са(ОН)₂ — гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(ОН)₂ — гидроксид железа (II), Fе(ОН)₃ — гидроксид железа (III).

Помимо этих названий, для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие, в основном традиционные русские названия. Например, гидроксид натрия NаОН называют едкий натр; гидроксид калия КОН — едкое кали; гидроксид кальция Са(ОН)₂ — гашеная известь; гидроксид бария Ва(ОН)₂ — едкий барит.

Амфотерные гидроксиды. Амфотерными называются такие гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н⁺, и гидроксид-ионы ОН^-. Такими являются Аl(ОН)₃, Zn(ОН)₂, Сr(ОН)₃, Ве(ОН)₂, Gе(ОН)₂, Sn(ОН)₄, Рb(ОН)₂ и др.

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей:

В настоящее время растворение амфотерных гидроксидов в щелочных растворах обычно рассматривается как процесс образования гидроксосолей (гидроксокомплексов). Экспериментально доказано существование гидроксокомплексов многих металлов: [Zn(OH)₄]^2-, [Al(OH)₄(H₂O)₂]^-, [Al(OH)₆]^3- и т.д. Наиболее прочны гидроксокомплексы алюминия, а из них —[Al(OH)₄(H₂O)₂]^-.

Такой подход не меняет сделанных выводов: у амфотерного гидроксида, например у А1(ОН)₃ и ему подобных, в кислой среде равновесие смещается в сторону образования солей алюминия, в щелочной — в сторону образования гидроксокомплексов. Очевидно, в водном растворе существует равновесие, которое более точно описывается уравнением:

г) Cоли. Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы:

В соответствии с данным определением соли делятся на средние (Na₂SO₄), кислые (NaHSO₄) и основные (Mg(OH)Cl).

После Аррениуса было показано, что определение кислот, солей и оснований в терминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего многообразия кислотно-основных свойств веществ.

Так, например, в рамки приведенных определений не укладываются соли NH₄Cl и хлорид фениламмония C₆H₅NH₃Cl, основание NH₃ и др.

Уравнения диссоциации солей, с учетом гидратации ионов, следует записывать так:

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, т.е. реакции нейтрализации:

Уравнение диссоциации средней соли Na₂SO₄ можно записать так:

Если основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации серной кислоты, то при упаривании будут выпадать кристаллы кислой соли:

Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением:

Анион кислой соли подвергается вторичной диссоциации как слабый электролит:

Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Основные соли можно представить как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки:

Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением

Катион основной соли в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

Двойные соли состоят из ионов двух разных металлов и кислотного остатка. Например, КАl(SO₄)₂, (NН₄)₂Fe(SO₄)₂. Диссоциацию таких солей можно выразить уравнениями:

Двойные соли диссоциируют на ионы металлов и кислотного остатка.

В состав комплексных солей входят сложные (комплексные) ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки), которые и отщепляются при диссоциации:

В свою очередь сложные (комплексные) ионы в очень малой степени подвергаются дальнейшей диссоциации:

Таким образом, комплексные соли при диссоциации сначала отщепляют комплексные ионы, которые затем подвергаются вторичной диссоциации как слабые электролиты.

Наиболее распространены международные названия солей. Они состоят из двух слов: название аниона в именительном падеже и катиона в родительном. Число анионов и катионов, как правило, не указывается. Но если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то ее указывают в скобках римской цифрой. Например, КNO₃ — нитрат калия, FeSO₄ — сульфат железа (II), Fe₂(SO₄)₃ — сульфат железа (III), NaС1 — хлорид натрия.

Названия кислых солей образуются добавлением к аниону приставки гидро-, а если необходимо, то с соответствующими числительными: NаНSO₄ — гидросульфат натрия; КН₂PO₄ — дигидрофосфат калия. Названия основных солей образуют, добавляя к наименованию аниона соответствующей средней соли приставки “гидроксо”: Аl(ОН)SO₄ — гидроксосульфат алюминия, А1(ОН)₂Cl — дигидроксохлорид алюминия.

Гидролиз солей.Реакция чистой воды является нейтральной (рН = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую (рН < 7) и щелочную (рН > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию — причиной этого является гидролиз солей.