РАЗДЕЛ И. ОБЩАЯ ХИМИЯ

6. Смеси веществ. Растворы

6.7. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации

Согласно теории электролитической диссоциации, кислоты - это соединения, которые диссоциируют на катионы Водорода¹ и анионы кислотного остатка:

Как уже упоминалось, багатоосновні кислоты диссоциируют ступенчато. Основность кислоты определяется максимально возможным количеством ионов Н⁺, образующихся при диссоциации молекулы кислоты:

I степень:

II степень:

Основания - это соединения, которые диссоциируют на катионы металлических элементов (или ион аммония NH₄⁺) и анионы гидроксила ОН^-:

Кислотность основания определяется максимально возможным количеством гидроксильных групп, которые образуются при диссоциации формульной единицы основы.

Соли - это Соединения, которые диссоциируют на катионы металлического элемента (или ион аммония NH₄⁺) и анионы кислотного остатка:

Кислые соли образуют еще катионы Водорода, а основные соли - гидроксид-ионы:

и в незначительной степени

Полярная молекула воды диссоциирует как амфолит, то есть одновременно и как кислота, и как основание, на гидроксил ОН^- и катион Водорода Н⁺. Амфолітами есть и амфотерные гидроксиды: Zn(OH)₂, Аl(ОН)₃,Cr(OH)₃, Ве(ОН)₂, Sn(OH)₂.

Диссоциация по обоим типам (по типу кислоты и по типу основания) обусловлена тем, что в амфотерных соединениях прочность связей между атомами металлического элемента и Кислорода (Ме-О) и между атомами Кислорода и Водорода (О-Н) почти одинакова, а поэтому в растворе эти связи разрываются одновременно. Следовательно, в растворах амфотерных гидроксидов имеющиеся незначительные количества Н⁺ и ОН^-.

_____________________________________________________

¹ Ион Водорода (протон) сразу связывается с молекулой воды, образуя ион гідроксонію Н₃O⁺. Однако в уравнениях электролитической диссоциации упрощенно пишут Н⁺.