22. Теория кислот и оснований

Многие электролиты, в частности гидроксиды раз–личных элементов Э, проявляют свойства кислот или оснований. Диссоциация гидроксида ЭОН может про–текать по двум типам:

Разрыв может происходить по обеим связям группы

Э—О—Н.

Как известно, полярность и прочность связей зави–сят от разности электроотрицательностей элементов, размера и эффективного заряда атомов. Если энер–гия разрыва связи О—Н значительно меньше энергии разрыва связи Э—О, то диссоциация гидроксида про–текает по кислотному типу. Если же, наоборот, энер–гия разрыва связи О—Н значительно больше энергии разрыва связи Э—О, то диссоциация протекает по ос–новному типу.

В гидроксидах щелочных и щелочно-земельных ме–таллов, а также переходных металлов в низких степенях окисления прочность связи Э—О относительно мала, кислород более прочно связан с водородом, и диссо–циация Э—О—Н идет преимущественно по основному типу, т. е. с отщеплением гидроксидиона. Это связано с тем, что ионы таких элементов имеют довольно боль–шие размеры и малый эффективный заряд, т. е. они об–ладают слабой поляризующей способностью.

С возрастанием степени окисления увеличивается поляризующее действие атома Э (увеличение удельно–го заряда), кислород более прочно связан с элементом Э, и диссоциация Э—О—Н протекает преимуществен–но по кислотному типу, т. е. отщепляется водород-ион. Последнее связано с перераспределением электрон–22б ной плотности у атома кислорода. В результате связь Э—О становится прочнее, а связь О—Н – слабее.

В настоящее время не существует однозначного опре–деления понятий кислоты и основания, которое в равной мере можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых раствори–телях.

Для характеристики многих электролитов в водных растворах и в настоящее время можно использовать понятия кислоты, основания, данные Аррениусом:

1) кислотой называется электролит, диссоциирую–щий в растворах с образованием водород-ионов Н;

2) основанием называется электролит, диссоциирующий в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН- ;

3) амфолитом (амфотерным гидроксидом) называется электролит, диссоциирующий в растворе с образо–ванием как водород-ионов, так и гидроксид-ионов.

К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других амфотерных элементов, а также ами–нокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Применение принципа Ле Шателье к цепочке кислот–но-основных равновесий показывает, что с увеличе–нием в системе концентрации гидроксид-ионов ОН- воз–растает вероятность диссоциации по кислотному типу. Увеличение в системе концентрации водород-ионов Н+ приводит к преимущественной диссоциации по основ–ному типу. Это означает, что в кислой среде амфолит проявляет основной, а в щелочной среде – кислотный характер.

Например, гидроксид цинка при взаимодействии с кислотами ведет себя как основание:

Zn(OH)₂ + 2HCI – ZnCI₂ + 2Н₂О,

а при взаимодействии с щелочами – как кислота:

Zn(ОН)₂+ 2NaOH > Na₂[Zn (OH)₄].