С. Т. Жуков Химия 8-9 класс

Изучение кислотно-основных реакций мы начнем с реакций гидроксид-иона. Гидроксид-ион является сильным основанием и в значительных количествах присутствует в растворах щелочей.

Реакция гидроксид-иона с ионом оксония разобрана в § 12.5.
Реакции гидроксид-иона с молекулами слабых кислот разобраны в § 12.6.

Кроме этого, в качестве слабых кислот могут выступать и катионные кислоты, следовательно, они тоже будут реагировать с гидроксид-ионами, например:

или

[Zn(H₂O)₄]² + OH [Zn(H₂O)₃(OH)] + H₂O.

Эта реакция обратима, но равновесие почти полностью смещено в сторону продуктов реакции. Ион моногидроксотриаквацинка - типичный амфолит. Он может реагировать как с ионом оксония, так и с избытком гидроксидных ионов:
[Zn(H₂O)₃(OH)] + H₃O [Zn(H₂O)₄]² + H₂O
[Zn(H₂O)₃(OH)] + OH [Zn(H₂O)₂(OH)₂] + H₂O.

В результате последней реакции образуются нейтральные частицы нерастворимого в воде дигидроксодиаквацинка, формулу которого можно записать и в другой форме Zn(OH)₂·2H₂O. При высушивании этого вещества оно теряет воду, превращаясь в гидроксид цинка Zn(OH)₂. Таков механизм и других реакций, при которых образуются нерастворимые в воде гидроксиды.

Реакции гидроксид-иона с молекулами кислотных оксидов. Эти реакции лишь отчасти относятся к кислотно-основным реакциям. Рассмотрим пример: реакцию гидроксид-иона с молекулой диоксида углерода. На первой стадии этой реакции образуется гидрокарбонат-ион:

Эта реакция не является кислотно-основной. Но вторая стадия - кислотно-основная реакция:

За счет избытка щелочи равновесие этой реакции обычно сдвинуто в сторону карбонатного иона.
Суммарное уравнение реакции:

2OH + CO₂ = H₂O + CO₃.

По своей сущности, эти реакции ничем не отличаются от реакций гидроксидного иона. Однако равновесия в этих реакциях часто бывают сдвинуты в сторону исходных веществ.

Реакции слабых оснований с ионом оксония разобрана в § 12.6.
Реакции слабых оснований с молекулами слабых кислот. Как уже отмечалось (см. § 12.6), эти реакции обратимы и, в соответствии с общим правилом, протекают только в том случае, когда образуются еще более слабые кислота и основание. Примеры:

1) равновесие реакции

NH₃ + HSO₄ NH₄ + SO₄²

сдвинуто вправо, так как с одной стороны, K_О(NH₃) = 2·10^-5, а K_К(HSO₄ ) = 1·10^-2, а с другой стороны K_K(NH₄) = 6·10^-10, а K_O(SO₄² ) = 1·10^-12;
2) равновесие реакции  NH₃ + HPO₄² NH₄ + PO₄³   сдвинуто влево, так как с одной стороны, K_О(NH₃) = 2·10^-5, а K_К(HPO₄² ) = 5·10^-13, а с другой стороны K_K(NH₄) = 6·10^-10, а K_O(PO₄³ ) = 2·10^-2.

1.С какими из перечисленных частиц в водном растворе могут реагировать гидроксид-ионы: H₃O, O₂, Fe²_aq, Cl₂, Ne, HCO₃, P₄O₁₀, Ba² _aq, Cu² _aq, SO₄² , HNO₂, H₂PO₄? Составьте ионные уравнения протекающих реакций. Предложите возможные молекулярные уравнения.
2.С какими из следующих частиц: H₃O, HCO₃, Al³_aq, H₃PO₄, SO₄² - будут реагировать
а) молекулы аммиака, б) карбонат-ионы? Составьте ионные и предложите молекулярные уравнения возможных реакций.
3.Как меняется тип гибридизации атома углерода при реакции диоксида углерода со щелочью?

С поведением частиц-амфолитов в водных растворах вы уже знакомы. С этими частицами вы сталкивались в §§ 12.4 - 12.8. Подведем некоторые итоги.
По заряду частицы-амфолиты можно разделить на три группы: анионы, молекулы и катионы. Примеры частиц, являющихся амфолитами в водном растворе, приведены в таблице 33.

Таблица 33. Частицы, являющиеся амфолитами в водном растворе

Как видно из этой таблицы, анионы-амфолиты делятся на две группы: анионы многоосновных кислот и аквагидроксоанионы элементов, образующих металлы. В водных растворах незаряженными частицами-амфолитами являются только молекулы воды.

Важнейшие свойства частиц-амфолитов:
а) реакции с ионом оксония;
б) реакции с гидроксид-ионом;
в) реакции с водой.
Рассмотрим эти свойства на примерах.
Пример 1. Свойства гидрофосфат-иона HPO₄  :
а) HPO₄²  + H₃O H₂PO₄ + H₂O (равновесие смещено вправо);
б) HPO₄²   + OH PO₄³ + H₂O (равновесие смещено вправо);
в) HPO₄²   + H₂O H₂PO₄    + OH (равновесие смещено влево);
HPO₄² + H₂O PO₄³ + H₃O (равновесие смещено влево).

Пример 2. Свойства акватригидроксоцинкат-иона [Zn(H₂O)(OH)₃] :
а) [Zn(H₂O)(OH)₃] + H₃O [Zn(H₂O)₂(OH)₂] + H₂O (равновесие смещено вправо);
б) [Zn(H₂O)(OH)₃] + OH [Zn(OH)₄]² + H₂O (равновесие смещено вправо);
в) [Zn(H₂O)(OH)₃] + H₂O [Zn(H₂O)₂(OH)₂] + OH (равновесие смещено влево);
[Zn(H₂O)(OH)₃] + H₂O [Zn(OH)₄]² + H₃O (равновесие смещено влево).

Пример 3. Свойства иона триаквагидроксоцинка [Zn(H₂O)₃(OH)] :
а) [Zn(H₂O)₃(OH)] + H₃O [Zn(H₂O)₄]² + H₂O (равновесие смещено вправо);
б) [Zn(H₂O)₃(OH)] + OH [Zn(H₂O)₂(OH)₂] + H₂O (равновесие смещено вправо);
в) [Zn(H₂O)₃(OH)] + H₂O [Zn(H₂O)₄]² + OH (равновесие смещено влево);
[Zn(H₂O)₃(OH)] + H₂O [Zn(H₂O)₂(OH)₂] + H₃O (равновесие смещено влево).

Из-за громоздкости этих химических уравнений их часто записывают упрощенно, опуская в формулах и уравнениях молекулы воды, например уравнение

[Zn(H₂O)₃(OH)] + OH [Zn(H₂O)₂(OH)₂] + H₂O

записывают так:  ZnOH_aq + OH _aq Zn(OH)_2aq,

Иногда не пишут и индексы гидратирования: ZnOH + OH Zn(OH)₂.
Пользуясь такими упрощенными уравнениями, необходимо понимать и помнить их истинный смысл.

1.Для примеров 2 и 3 из текста параграфа составьте упрощенные ионные уравнения и предложите молекулярные уравнения реакций.
2.Определите, свойства кислоты или свойства основания в большей степени характерны для амфолита а) HCO₃   , б) H₂PO₄ , в) HPO₄²
3.Приведите примеры реакций, подтверждающих то, что молекула воды является амфолитом.
получение веществ, содержащих частицы-амфолиты, и изучение их кислотно-основных свойств.

В буквальном переводе слово " гидролиз" означает " разложение водой " .

Реакции гидролиза делятся на две группы. К первой группе относятся необратимые реакции обмена с участием воды (необратимый гидролиз), например:
NCl₃ + 3H₂O = NH₃ + 3HClO;
PCl₅ + 4H₂O = H₃PO₄ + 5HCl;
NaH + H₂O = NaOH + H₂.
Ко второй группе реакций гидролиза относятся обратимые кислотно-основные реакции, только формально (по виду " молекулярного" уравнения) относящиеся к обменным реакциям с водой (обратимый гидролиз).
Примеры:
KNO₂ + H₂O KOH + HNO₂;
ZnCl₂ + H₂O (ZnOH)Cl + HCl.

Эти реакции являются кислотно-основным реакциями. Рассмотрим их более подробно.
При растворении нитрита калия в воде происходит его распад на ионы:

KNO_2(кр) = K_aq + NO_2aq.

Гидратированные ионы калия далее с водой взаимодействовать неспособны. А нитрит-ионы представляют собой слабые частицы-основания и обратимо реагируют с водой:

NO₂ + H₂O HNO₂ + OH.

Этот частный случай кислотно-основных реакций и называют реакциями обратимого гидролиза (" гидролиз по аниону" ).
Экспериментально гидролиз в этом случае можно обнаружить по появлению избытка гидроксид-ионов, которые будут изменять окраску индикаторов.
В случае растворения в воде хлорида цинка сначала тоже происходит распад на ионы:

ZnCl₂ = Zn²_aq+ 2Cl_aq.

Вспомним, что Zn² _aq на самом деле - [Zn(H₂O)₄]². Это слабая катионная кислота, которая обратимо реагирует с водой: [Zn(H₂O)₄]² + H₂O [Zn(H₂O)₃(OH)] + H₃O.
Или упрощенно:

Zn²_aq + 2H₂O ZnOH_aq + H₃O .

Этот случай кислотно-основных реакций также относят к реакциям гидролиза и называют " гидролизом по катиону " .
Как и в предыдущем случае, в этом случае наличие гидролиза может быть экспериментально установлено с помощью индикатора.
Так как анионы слабых кислот являются частицами-основаниями, а катионы слабых оснований - частицами-кислотами, то можно сформулировать следующие правила:
обратимому гидролизу " по катиону" подвергаются соли слабых оснований;
обратимому гидролизу " по аниону" подвергаются соли слабых кислот.
Соль слабой кислоты и слабого основания подвергается гидролизу и  " по катиону" и " по аниону" , что иногда приводит к образованию нерастворимых основных солей, или вообще полному разложению соли, например:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S .

Количественно равновесие гидролиза характеризуется константой гидролиза (K_h), равной произведению константы соответствующего равновесия на концентрацию воды.
Для гидролиза " по аниону" :

A + H₂O HA + OH

Для гидролиза " по катиону" :

Me² + 2H₂O MeOH + H₃O

В этом случае константа гидролиза равна константе кислотности катионной кислоты.

ГИДРОЛИЗ, НЕОБРАТИМЫЙ ГИДРОЛИЗ, ОБРАТИМЫЙ ГИДРОЛИЗ, "ГИДРОЛИЗ ПО АНИОНУ", "ГИДРОЛИЗ ПО КАТИОНУ", КОНСТАНТА ГИДРОЛИЗА
1.Составьте ионные уравнения реакций необратимого гидролизы, приведенных в начале параграфа.
2.Следующие вещества гидролизуются водой необратимо: NF₃, SF₆, Al₂C₃, CaC₂, Cr₂S₃, Li₃N, CaH₂. Составьте ионные и молекулярные уравнения этих реакций.
3.Какие из следующих солей подвергаются гидролизу: NaNO₂, NH₄Cl, NaCl, NH₄NO₂?
4.Составьте ионные и молекулярные уравнения. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза следующих солей: MgSO₄, Na₂CO₃, Al₂(SO₄)₃, Na₃PO₄, Na₂HPO₄, (NH₄)₂SO₄.
5.В растворе дигидрофосфата натрия среда кислотная. Подвергается ли дигидрофосфат-ион гидролизу?

Обратимый гидролиз.

Для краткой характеристики поведения различных веществ в воде и других растворителях в химии используют представление об электролитах.

.При этом в раствор могут перейти уже существующие ионы, как это происходит при растворении ионных соединений (солей или оснований), или ионы могут образоваться в результате взаимодействия с водой молекул растворяемого вещества (например, кислоты). И в том, и в другом случае раствор электролита образуется в результате химического растворения.
Если при растворении вещества в растворе никакие ионы дополнительно не появляются, то такое вещество называют неэлектролитом. Растворы неэлектролитов образуются в результате физического растворения.
Если вещество вступает с водой в химическую реакцию, то говорить о том, электролит оно, или нет, бессмысленно.
Растворы электролитов проводят электрический ток.
Электролиты делят на сильные и слабые.

Примеры:
сахар - неэлектролит, NaCl - сильный электролит, HNO₂ - слабый электролит, HCl - сильный электролит, Al₂(SO₄)₃ - сильный электролит, NaOH - сильный электролит, этанол - неэлектролит, NH₃ - слабый электролит.|
Малорастворимые ионные соединения типа BaSO₄ или AgCl также относят к сильным электролитам, так как ничтожная часть таких веществ, переходящая в раствор, ионизирована необратимо.В технике используется несколько иное определение электролита:

В этом случае раствор серной кислоты можно назвать электролитом, а углекислый газ или кристаллическую поваренную соль - неэлектролитом.
Сильным или слабым электролитом в технике называют вещество (или раствор) в зависимости от того, хорошо или плохо проводит оно электрический ток.

ЭЛЕКТРОЛИТ (в химии), ЭЛЕКТРОЛИТ (в технике), СИЛЬНЫЙ ЭЛЕКТРОЛИТ, СЛАБЫЙ ЭЛЕКТРОЛИТ, НЕЭЛЕКТРОЛИТ
Разделите приведенные ниже вещества на неэлектролиты, слабые электролиты и сильные электролиты:
а) Ba(OH)₂, N₂, CuSO₄·5H₂O, HNO₃, HNO₂, O₂, Na₃PO₄;
б) S₈, MnSO₄, NaOH, NH₃, H₂SO₄, H₂SO₃, H₂, Cu;
в) HCl, HF, NaH₂PO₄, Al₂O₃, Ca(OH)₂, CO₂, Li₂O, Cl₂.