Кислые соли(большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей:

Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды:

а) если гидроанион принадлежит сильнойкислоте, то он сам диссоциирует также полностью:

и полное уравнение диссоциации запишется в виде:

(растворы таких солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот);

б) если гидроанион принадлежит слабойкислоте, то его поведение в воде двойственно – либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты:

либо взаимодействие с водой (называемое обратимым гидролизом):

При ? ₁> ? ₂преобладает диссоциация (и раствор соли будет кислым), а при ? ₁> ? ₂– гидролиз (и раствор соли будет щелочным). Так, кислыми будут растворы солей с анионами HSO ₃ ^-, H ₂PO ₄ ^-, H ₂AsO ₄ ^-и HSeO ₃ ^-, растворы солей с другими анионами (их большинство) будут щелочными. Другими словами, название «кислые» для солей с большинством гидроанионов не предполагает, что эти анионы будут вести себя в растворе как кислоты (гидролиз гидроанионов и расчет отношения между ? ₁и а ₂изучаются только в высшей школе).

Оснoвныесоли MgCl(OH), Cu ₂CO ₃(OH) ₂и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде, и обсуждать их поведение в водном растворе невозможно.

13.3. Диссоциация воды. Среда растворов

Сама вода – это очень слабыйэлектролит:

Концентрации катиона Н ⁺и аниона ОН ^-в чистой воде весьма малы и составляют 1 10 ^-7моль/л при 25 °C.

Катион водорода Н ⁺представляет собой простейшее ядро – протон р ⁺(электронная оболочка катиона Н ⁺– пустая, 1s ⁰). У свободного протона велики подвижность и проникающая способность, в окружении полярных молекул Н ₂O он не может оставаться свободным. Протон тут же присоединяется к молекуле воды:

В дальнейшем для простоты оставляется запись Н ⁺(но подразумевается Н ₃O ⁺).

В воде содержание ионов Н ⁺и ОН одинаково; в водных растворах кислот появляется избыток ионов Н ⁺, в водных растворах щелочей – избыток ионов ОН (за счет диссоциации кислот и оснований).

Типы среды водных растворов:

Содержание Н ⁺и ОН ^-в водных растворах обычно выражают через водородный показательрН (читается пэ-аш) и аналогичный ему гидроксильный показательрОН:

Для воды при комнатной температуре имеем:

следовательно, в чистой воде:

Это равенство справедливо и для водных растворов:

Практическая шкала рН отвечает интервалу 1—13 (разбавленные растворы кислот и оснований):

В практически нейтральной среде с рН = 6–7 и рН = 7–8 концентрация Н ⁺и ОН ^-очень мала (1 10 ^-6– 1 • 10 ^-7моль/л) и почти равна концентрации этих ионов в чистой воде. Такие растворы кислот и оснований считаются предельноразбавленными (содержат очень мало вещества).

Для практического установления типа среды водных растворов служат индикаторы– вещества, которые окрашивают в характерный цвет нейтральные, кислые и/или щелочные растворы.

Распространенные в лаборатории индикаторы – это лакмус, метилоранж и фенолфталеин.

Метилоранж (индикатор на кислотную среду) становится розовымв сильнокислом растворе (табл. 16), фенолфталеин (индикатор на щелочную среду) – малиновым в сильнощелочном растворе, а лакмус используется во всех средах.

13.4. Реакции ионного обмена

В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) химические реакции протекают обычно при участии ионов. При этом все элементы реагентов могут сохранять свои степени окисления ( обменные реакции)или изменять их ( окислительно-восстановительные реакции).Примеры, приводимые далее, относятся к обменным реакциям (о протекании окислительно-восстановительных реакций см. разд. 14).

В соответствии с правилом Бертолле, ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются твердые малорастворимые вещества(они выпадают в осадок), легколетучие вещества(они выделяются в виде газов) или растворимые вещества – слабые электролиты(в том числе и вода). Ионные реакции изображаются системой уравнений — молекулярным, полными кратким ионным.Ниже полные ионные уравнения опущены (читателю предлагается составить их самому).

При написании уравнений ионных реакций надо обязательно руководствоваться таблицей растворимости (см. табл. 8).

Примерыреакций с выпадением осадков:

а)

б)

в)

г)

Внимание!Указанные в таблице растворимости (см. табл. 15) малорастворимые («м») и практически нерастворимые («н») соли выпадают в осадок именно в том виде, как они представлены в таблице (СаF ₂v, PbI ₂v, Ag ₂SO ₄v, AlPO ₄v и т. д.).

В табл. 15 не указаны карбонаты– средние соли с анионом CO ₃ ^2-. Следует иметь в виду, что:

1) К ₂СO ₃, (NH ₄) ₂CO ₃и Na ₂CO ₃растворимы в воде;