химический каталог




Курс общей химии

Автор Э.И.Мингулина, Г. Н.Масленникова, Н.В.Коровин, Э.Л.Филиппов

ссоциирована лишь часть молекул. О силе кислот можно судить по константе диссоциации. Чем больше константа диссоциации, тем более диссоциирована кислота.

Электролит, диссоциирующий с образованием ионов ОН~, называют основанием. Сильные основания (UOH, NaOH, КОН и др.) диссоциируют полностью, у слабых оснований диссоциирована лишь часть молекул.

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания:

Н+ + RO' ROH R+ + ОН

Такие электролиты называют амфотерными электролитами. Амфотерность электролитов объясняется малым различием прочности связей R — Н и О — Н. Примером амфотерного электролита может быть гидроксид цинка:

2Н+ + [Zn(ОН)4]2~ *=t Zn(OH)2 -f 2НаО [Zn<Н20)2]2+ + 20Ы

При взаимодействии гидроксида цинка, например, с азотной кислотой образуется нитрат цинка:

Zn(OH)2 -f 2HN03 = Zn(N03)2 + 2H20 при взаимодействии же с гидроксидом калия — цинкат калия:

Zn{OH)2 + 2КОН = Ka[Zn(OH)4]

К амфотерным электролитам также относятся гидроксиды алюминия А1(ОН)3, свинца РЬ(ОН)2, олова Sn(OH)2 и др.

Теория электролитической диссоциации неприменима к взаимодействиям, не сопровождающимся диссоциацией на ионы. Например, аммиак, реагируя с безводным фторидом водорода, образует соль фторид аммония NH3 + HF=NH4F. Аммиак, не имея в своем составе гидроксидной группы, ведет себя как основание.

В 1923 г. Д. Брендстедом была предложена протонная теория кислот и оснований, применяемая как к водным, так и неводным средам.- Согласно протонной теории, кислоту считают донором протонов, а основание — акцептором протонов. При взаимодействии кислота отдает, а основание принимает протон. Соотношение между основанием и кислотой можно представить схемой

основание + протон +± кислота

Основание и кислоту, связанные данным соотношением, называют сопряженными. Взаимодействие между кислотой и основанием согласно протонной теории обозначается схемой

кислота! + основание2 +± кислота2 + основание!

Например, реакцию аммиака и фторида водорода можно записать уравнением

HF + NH3 UHt + F"

кислотаi основание? кислотаг основаиив|

В этом уравнении кислоте HF соответствует сопряженное основание F-, а основанию NH3 — сопряженная кислота NH. В зависимости от партнера то или иное вещество может быть или кислотой, или основанием. Например, вода по отношению к аммиаку является кислотой, а по отношению к фториду водорода — основанием:

Н20 + NH3 ОН' + NH4+

HF -f Н20 *± F~ + OHf кислота основание основание кислота

Кислотно-основные свойства, согласно протонной теории, количественно характеризуются протонным сродством, или энергией, которая выделяется при присоединении протона к молекуле или иону. Роль Основания играет тот партнер, у которого протонное сродство выше. В рассмотренных примерах вода имеет более высокое значение протонного сродства, чем фторид водорода, но меньшее значение этого сродства, чем аммиак.

В 1924 г. Дж. Льюис выдвинул и обосновал электронную теорию кислот и оснований, согласно которой кислота является акцептором, а основание — донором электронов. Если в состав кислоты входит водород, то она называется водородной. Однако кислота может и не содержать атома водорода, такая кислота называется апротонной. Взаимодействие кислоты и основания, по Льюису, приводит к образованию ковалентной связи по до-норно-акцепторному механизму:

н++ |Vf:] h-Fi

f н F н

I I II

F—В + IN—H F—В—N—H

Ik П

кислота основание продукт нейтрализации

Электронная теория охватывает более широкий круг соединений, чем протонная теория, однако с помощью ее невозможно установить силу кислот и оснований. Поэтому эти теории дополняют друг друга.

В соответствии с современной теорией равновесия в растворах взаимодействие кислоты НА и основания В можно представить как совокупность нескольких последовательных стадий:

НА + В 4 Н АВ Д НВ+А- Д НВ+ + А

где s — растворитель.

Процесс кислотно-основного взаимодействия может остановиться на любой стадии приведенной схемы. В результате взаимодействия могут образоваться как молекулы НАВ или ионизированный комплекс НВ+А~ и раствор неэлектролита, так и ионы НВ+ и А- и раствор электролита.

$ VI.4. ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Вода является растворителем для многих веществ. Это обусловлено полярным характером молекул воды и способностью ее молекул образовывать химические связи с другими молекулами. Учитывая широкое распространение водных растворов электролитов и их большую важность для науки и техники, рассмотрим эти растворы более подробно.

Слабые электролиты. Константа диссоциации. В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к нему может быть применен закон действующих масс. Так, для процесса диссоциации уксусной кислоты

СНзСООН СНзСОСГ -f Н+

константа равновесия Кс будет равна

Я .JWOO-CH (VI]0)

сснэсоон

Константу равновесия для процесса диссоциации называют константой диссоциации Ка. Как и любая константа равновесия, константа

страница 75
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210

Скачать книгу "Курс общей химии" (2.81Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
форма legea
ретро домовый знак
сколько стоет убрать вмятину на заднем крыле на кия рио
справка 046 юзао

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(20.09.2017)