Диссоциация кислот, оснований и солей. Среда раствора

Теория электролитической диссоциации дала новые, более точные определения кислот, оснований и солей. Их общие свойства (темы 4.7–4.9) оказались свойствами ионов, которые эти вещества образуют в растворе.

Диссоциация кислот

Диссоциация кислот даёт катионы водорода и анионы кислотного остатка. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют из катионов только ионы водорода \(\ce{H+}\). Именно ионы водорода придают раствору кислый вкус и меняют окраску индикаторов.

\[ \ce{HCl -> H+ + Cl-}, \qquad \ce{HNO3 -> H+ + NO3-}, \qquad \ce{H2SO4 -> 2H+ + SO4^{2-}} \]

Ступенчатая диссоциация

Многоосновные кислоты отщепляют ионы водорода не сразу, а по одному, в несколько ступеней. Это ступенчатая диссоциация. Каждая следующая ступень идёт слабее предыдущей, потому что оторвать положительный ион от уже отрицательно заряженного иона труднее. Для фосфорной кислоты:

\[ \ce{H3PO4 <=> H+ + H2PO4-}, \qquad \ce{H2PO4- <=> H+ + HPO4^{2-}}, \qquad \ce{HPO4^{2-} <=> H+ + PO4^{3-}} \]

Поэтому в растворе фосфорной кислоты больше всего ионов \(\ce{H2PO4-}\), а фосфат-ионов совсем мало. Так же ступенчато диссоциируют угольная и сероводородная кислоты.

Диссоциация оснований

Диссоциация оснований даёт катионы металла и гидроксид-ионы. Основания с точки зрения теории — электролиты, которые образуют из анионов только гидроксид-ионы \(\ce{OH-}\). Щёлочи диссоциируют полностью, а нерастворимые основания в растворе практически не диссоциируют.

\[ \ce{NaOH -> Na+ + OH-}, \qquad \ce{Ba(OH)2 -> Ba^{2+} + 2OH-} \]

Диссоциация солей

Диссоциация солей даёт катионы металла (или аммония) и анионы кислотного остатка. Растворимые соли диссоциируют полностью. Число ионов считают по формуле: индекс показывает, сколько ионов данного вида образуется из одной формульной единицы. Кислые соли сначала отщепляют катион металла, а сложный анион с водородом остаётся целым.

\[ \ce{K3PO4 -> 3K+ + PO4^{3-}}, \qquad \ce{Al2(SO4)3 -> 2Al^{3+} + 3SO4^{2-}}, \qquad \ce{NaHCO3 -> Na+ + HCO3-} \]

При диссоциации 1 моль сульфата алюминия образуется \(2 + 3 = 5\) моль ионов, а 1 моль нитрата аммония \(\ce{NH4NO3}\) — 2 моль.

Среда раствора

В чистой воде ионов \(\ce{H+}\) и \(\ce{OH-}\) очень мало, и их поровну: среда нейтральная. Если в растворе больше ионов водорода, среда кислая, если больше гидроксид-ионов — щелочная. Среда раствора определяется индикаторами (темы 4.7 и 4.8) и характеризуется водородным показателем pH: при pH меньше 7 среда кислая, при pH = 7 — нейтральная, при pH больше 7 — щелочная. Лимонный сок имеет pH около 2–3, чистая вода — 7, мыльный раствор — около 9–10.

Растворы некоторых солей тоже не нейтральны. Раствор соды \(\ce{Na2CO3}\) имеет щелочную среду, поэтому ею моют посуду, а раствор хлорида алюминия — кислую. Причину этого, взаимодействие ионов соли с водой, изучают в старших классах.