Растворы электролитов. где BF3 является кислотой, NH3 – основанием

где BF₃ является кислотой, NH₃ – основанием.

Понятия основания в теориях Бренстеда (протолитическая теория) и Льюиса (электронная теория) совпадают, однако понятие кислоты в элек­тронной теории охватывает, кроме протона, более широкий круг частиц спо­собных акцептировать электронную пару.

Приведем примеры «реакций нейтрализации»:

Кислота	Основание	Кислотно-основный комплекс
Н+	ОН–	Н2О
СО2	Н2О	Н2СО3
А1С13	СГ	[А1СЦГ
Zn(ОН)2	2ОН–	[Zn(ОН)4]
BF3	NH3	BF3NH3
BF3	(С2Н5)2О	(С2Н5)ОBF3
SbCl5	(С2Н5)2О	SbCl5(С2Н5)2О
Аg+	2CN~	[Ag(СN)2]-

Растворение кислот Льюиса в ионизирующих растворителях (например в Н₂О) приводит к росту концентрации ионов водорода (катионов гидроксония):

А1С1₃ + 2Н₂0 <=> А1(ОН)С1₂ + Н₃0⁺ + СГ

S0₃ + 2Н₂0 <=> Н₃0⁺ + HSO 4

Растворение оснований Льюиса в воде способствует увеличению кон­центрации анионов ОН":

NH₃ + Н₂0 <=> NH ₄ + ОН

(CH₃)NH₂ + Н₂0 <=> (CH₃)NH 3 + ОН

Кислотные свойства ортоборной кислоты Н₃ВО₃ обусловлены не элек­тролитической диссоциацией этого соединения, а образованием катионов гидроксония (Н₃О⁺) по реакции

Н₃ВОз + 2Н₂0 <=> [В(ОН)₄]" + Н₃0⁺

Ионообменные реакции

Ионообменными называются реакции, протекающие в растворах меж­ду ионами. Сущность их выражается ионными уравнениями, которые запи­сываются так: сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые элек­тролиты, газы, осадки (твердые вещества) – в виде молекул, независимо от того, в какой части уравнения они находятся (левой или правой), например:

В Химия. Учеб. пособие

-93-

РАСТВОРЫ

Растворы электролитов

1. AgN0₃ + НС1 = AgCl↓ + HN0₃ - молекулярное уравнение;

Ag⁺ + N0₃" + H⁺ + СГ = AgCl↓ + H⁺ + N0₃" - полное ионное уравнение.

Если одинаковые ионы в обеих частях уравнения сократить, то полу­чится краткое, или сокращенное, ионное уравнение:

Ag⁺ + СГ = AgCl↓

<

С0₂↑ Н₂0 2Na⁺ + СО' + 2Н⁺ + SO f = 2Na⁺ + SO 4 + С0₂↑ + Н₂О

С0₃² + 2Н⁺ = С0₂↑ + Н₂О

Молекулы С0₂ и Н₂О записываются в недиссоциированном виде, т. к. Н₂О - очень слабый электролит, С0₂ - газ.

<

С0₂↑ Н₂0 СаС0₃↓ + 2Н⁺ + 2СГ = Са²⁺+ 2СГ + С0₂↑ + Н₂0 СаС0₃↓ + 2Н⁺ = Са²⁺ + С0₂↑ + Н₂0 4. СНзСООН + NH₄OH = CH3COONH4 + Н₂0

СНзСООН + NH₄OH = CH3COO" + NH; + Н₂0 СНзСООН и NH₄OH - слабые электролиты.

<

NH₃ Н₂0 СН₃СОО" + NHJ + Na⁺ + ОН" = CH₃COO" ⁺ Na⁺ + NH₃↑ + Н₂0

СН₃СОО" + NH4 + ОН" = СН₃СОО" + NH₃↑ + Н₂0

Реакции в растворах электролитов необратимы, т. е. идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

Константы кислотности и основности

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равно­весия и записать выражение константы равновесия. Например, для электро-

Химия. Учеб. пособие

-94-

РАСТВОРЫ