Меню Рубрики

Дайте определение оснований с точки зрения

Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

При диссоциации любой кислоты образуются иокы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением ионов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

У сильных кислот, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

Сравнивая данные, приведенные в табл. 12 и 14, можно заметить, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале , иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

в) своеобразным «мыльным» вкусом.

Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимодействии его, например, с соляной кислотой получается хлорид цинка

а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия;

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам кроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфо-терный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

Таким образом, в растворе амфотериого электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания.

Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологической химии; например, белки — амфотерные электролиты.

Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионоз, образующих соль.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы . Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следующим уравнениям:

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы . Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

Таким образом, теория электролитической диссоциации объясняет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима.

В частности, кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ноны. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляющие свойства основании. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

Изучение подобного рода реакций, а также реакций, протекающих в иеводиых средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теории кислот и оснований принадлежит протонная теория, выдвинутая в 1923 г.

Согласно протонной теории, кислотой является донор протона, т. е. частниа (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода — прогон, а основанием — акцептор протона, т. е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Соотношение между кислотой и основанием определяется схемой:

Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, является основанием, сопряженным кислоте .

Реакцию между кислотой и основанием протонная теория представляет схемой:

ион — основание, сопряженное кислоте , а ион — кислота, сопряженная основанию .

Существенным в протонной теории является то положение, что вещество проявляет себя как кислота или как основание в зависимости от того, с каким другим веществом оно вступает в реакцию. Важнейшим фактором при этом является энергия связи вещества с протоном. Так, в ряду эта энергия максимальна для и минимальна для HF. Поэтому в смеси с вода функционирует как кислота, а в смеси с HF — как основание:

источник

способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей

способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода

способность изменять цвет индикатора (красная окраска лакмуса)

Согласно теории электролитической диссоциации кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов (катионов) водорода и анионов кислотного остатка.

Именно ионы водорода вызывают красный цвет лакмуса и сообщают кислотам кислый вкус.

способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей

способность изменять цвет индикатора иначе, чем их изменяют кислоты (синяя окраска лакмуса)

своеобразный «мыльный вкус»

Согласно теории электролитической диссоциации основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием аниона гидроксила и катиона металла.

Носителем щелочных свойств является анион гидроксила.

Соли при электролитической диссоциации распадаются на катион металла и анион кислотного остатка. Так как таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей нет, поэтому соли и не обладают общими свойствами.

А) при нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием на каждую грамм-молекулу образующейся воды выделяется около 13,8 ккал теплоты.

Это говорит о том, что подобные реакции сводятся к одному процессу. Рассмотрим одну из этих реакций. Перепишем уравнение первой реакции, записывая сильные электролиты в ионной форме, а слабые — в молекулярной, поскольку они находятся в растворе преимущественно в виде молекул.

(вода очень слабый электролит)

В ходе реакции ионы Na + и не претерпели изменений. Поэтому исключим эти ионы из обеих частей уравнения. Получим:

Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к одному и тому же процессу – к образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксила.

Реакция образования воды из ионов обратима

Но так как вода слабый электролит и диссоциирует в ничтожно малой степени, то равновесие в этой реакции сильно смещено в сторону образования молекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием протекает до конца.

В дальнейшем мы будем широко пользоваться ионно-молекулярной формой записи уравнений реакций с участием электролитов.

При составлении ионно-молекулярных уравнений надо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы.

Общие данные о растворимости важнейших солей обычно приведены в таблицах во всех учебниках химии.

Б) нейтрализация слабой кислоты сильным основанием

Здесь сильные электролиты – NaOH и соль, а слабые – кислота и вода:

Так как только ионы натрия не претерпевают изменений, то ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

В) нейтрализация сильной кислоты слабым основанием

Здесь в виде ионов мы должны записать кислоту и образующуюся соль, а в виде молекул – гидроксид аммония и воду:

Не изменяются только ионы . Опуская их, получаем ионно-молекулярное уравнение:

Г) нейтрализация слабой кислоты слабым основанием

В этой реакции все вещества, кроме образующейся соли, слабые электролиты. Поэтому ионно-молекулярная форма имеет вид:

Реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями протекают практически до конца. Реакции нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ – слабый электролит, и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при котором соль существует с кислотой и основанием, из которых она образована. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции.

источник

  • Организовать деятельность учащихся по восприятию, осмыслению, первичному запоминанию таких понятий как: кислоты – электролиты, основания-электролиты, соли-электролиты.
  • Развивать умения выделить главное, существенное в изучаемом материале.
  • Обеспечить закрепление знаний и способов деятельности учащихся по составлению уравнений реакций ионного обмена, в молекулярном и ионном видах.
  • Упр. №1. “Химический дождь”. (См. Приложение 1. Презентация к уроку). Между какими ионами произойдёт взаимодействие? Составьте уравнения реакций.

    Пятиминутка. (Приложение 2) Отметьте в таблице знаком “+” пары веществ, между которыми возможны реакции ионного обмена, идущие до конца. 1 вариант – с образование осадка, 2 вариант – с образованием газообразного вещества и воды.

    Рассмотрим в свете теории ЭД свойства веществ, растворы которых обладают электропроводностью: кислоты, основания и соли.

    – Дайте определение кислот с точки зрения теории ЭД.

    – Озвучьте схему, приведите примеры.

    Упр. №2. Составьте уравнения возможных реакций растворов кислот с веществами. Охарактеризуйте их с позиции теории ЭД.

    Первая группа свойств кислот обусловлена наличием в них иона водорода.

    Как можно доказать наличие данного иона? (индикаторами).

    Проверьте действие универсального индикатора на растворимые и нерастворимые кислоты.

    Цвет универсального индикатора

    Вывод

    Соляная кислота Серная кислота Угольная кислота Кремневая кислота Не изменяет цвет индикатора (т.к. нет иона водорода)

    Вторая группа свойств кислот обусловлена наличием кислотного остатка в составе кислот. По ним можно отличать кислоты между собой.

    Проведите качественные реакции на некоторые кислоты.

    Ион Ag + (растворимые соли серебра)

    AgCl, белый творожистый осадок

    Читайте также:  Личность человека с точки зрения философии

    CaCO3, помутнение прозрачного раствора известковой воды

    Ион Ba 2+ (растворимые соли бария, щелочь)

    – Дайте определение оснований с точки зрения теории ЭД.

    – Озвучьте схему, приведите примеры.

    Упр. №3. “Накормите лягушку”. Какие “комары” будут “съедены” каждой из “лягушек”? Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

    — Сформулируете определение солей с точки зрения ТЭД.

    — Как диссоциируют средние (кислые, основные) соли?

    Составьте уравнения диссоциации солей:

    Основные химические свойства солей. Все три типа реакций являются обменными, поэтому идут до конца, если образуется осадок, газ или слабый электролит.

    Упр. № 4. “Химический баскетбол”. Сколько мячей попадёт в корзину? Составьте уравнения реакций.

    Упр. №5. “Часы с кукушкой”. Кукушка начинает куковать всякий раз, когда между веществом, указанным на стрелке часов, и веществом, соответствующим цифре на циферблате, возможна реакция. Напишите уравнения возможных реакций . 1 вариант – нечётные номера, 2 вариант – чётные номера.

    Прочитать §13-15. уметь объяснять основные понятия, иллюстрировать их примерами, упр. 4 стр.44, упр. 3 стр.48, упр.2,3 стр.50.

  • Кузнецова Н.Е. и др. Химия: Учебник для учащихся 9 класса общеобразовательных учреждений.– М.: Вентана-Граф, 2012. – 320с.: ил.
  • Кузнецова Н.Е., Шаталов М.А. Обучение химии на основе межпредметной интеграции: 8-9 классы: Учебно-методическое пособие.– М.: Вентана-Граф, 2004. – 352с.
  • Зуева М.В., Гара Н.Н. Школьный практикум. Химия 8-9 кл. – М.: Дрофа, 1999.– 128с.: ил.
  • источник

    Кислоты— это электролиты, распвдающиеся в водных растворах с образованием гидратированных ионов Н + .

    Основания-это электролиты, расп-ся в водных растворах с образ-м гидротиров-х гидроксид- ионов.

    Соли-это электролиты,расп-ся на катионы Мет.(илиNH4 + ) и анионы кислотных остатков.Соли: средние K2SO3→ H 2 O 2K + +SO3 2- двойные: KAl(SO4)2→ H 2 O K + +Al 3+ +2SO4 2-

    кислые(гидросоли) NaHCO3→ H 2 O Na + +HCO3

    основные(гидроксосоли) Al(OH)2Cl→ H 2 O [Al(OH)2] + +Cl —

    Кислотный, основный и амфотерный тип ионизации гидроксидов.

    Тип ионизации опред-ся полярностью и поляризуемостью хим.связей. Кислотно-основные св-ва гидроксидов опр-ся природой центрального атома,т.е.его Мет.или неМет.св-ми,гидроксид будет вести себя как основание, если преобладают Мет.св-ва центр.атома; гидроксид будет вести себя как кислота, если преобладают неМет.св-ва центр.атома. Сила кислородсодержащих кислот зависит от строения молекул. (НО)nЭОm . Как установлено экпериментально сила к-т практически не зависит от n, но возрастает с увеличением m. Резкое возрастание силы в ряду кислот с увеличением m можно объяснить оттягиванием электронной плотности от связи Н-О, на связь Э=О.

    (НО)nЭО3— очень сильная кислота

    С увелич-м степени окисления центр.атома увелич-ся m, а значит и возрастает сила кислот.

    осн. слаб.осн. амф. к-та очень

    Протонная теория кислот и оснований:или теория Бренстеда и Лоури.

    Определение к-т и оснований с точки зрения ТЭД ограниченно только водными р-ми и только гидроксидсодержащими основаниями.Но ряд осн-й(NH3) не подходят под определение основания с точки зрения ТЭД.

    Согласно этой теории, кислоты-это в-ва,отщепляющие при данной р-ции протоны,т.е.являющиеся донорами протонов. Основания- это в-ва , способные принимать протоны,т.е.явл-ся акцепторами протонов. Р-цию между кислотой и основанием, согласно теории, можно записать в виде протолитического равновесия.

    к-та осн-е осн-е к-та к-та осн-е осн-е к-та

    Еще более общее опред-е кислот и оснований было дано Льюисом, основанное на участии электронных пар.

    Кислота Льюиса – это катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько электронных пар, или это акцептор электр-х пар.

    Основание Льюиса— это катионы, анионы или нейтральные молекулы,способные отдаватьэлектронные пары, или это доноры электр-х пар.

    32. Полисахариды. Высокомолекулярные несахароподобные углеводы, содержащие от 10 до сотен тысяч остатков моносахаридов, связанных гликозидными связями. Важнейшие представители: крахмал, целлюлоза, гликоген. Это природные полимеры (ВМС), мономером которых является глюкоза. Их общая формула 6Н10О5)nЗначение nцел >>nкр и достигает в некоторых видах до 40 тысяч, а молекулярная масса доходит до нескольких миллионов.

    Крахмал. Аморфный порошок белокго цвета, без вкуса и запаха, плохо растворим в воде, в горячей воде образует коллоидный раствор. Макромолекулы крахмала построены из большого числа остатков α-глюкозы. Крахмал состоит из двух фракций: амилозы и амилопектина. Соотношение между ними в крахмалах разных растений различно. В среднем содержание амилозы – 20-30%, амилопектина – 70-80%..

    Гликоген – это эквивалент крахмала, синтезируемый в животных орагнизмах,т.е.это тоже резервный полисахарид, молекулы которого построены из большого числа остатков α-глюкозы. Содержится гликоген главным образом в печени и мышцах. По своему строению он очень близок амилопектину.

    Гликоген – белый аморфный порошок, хорошо растворимый даже в холодной воде, легко гидролизуется под действием кислот и ферментов, образуя в качестве промежуточных веществ декстрины, мальтозу и при полном гидролизе – глюкозу.

    Молекулы целлюлозы имеют линейное (неразветвленное) строение, вследствие чего целлюлоза образует волокна.

    Макромолекулы целлюлозы построены из остатков β-глюкозы. В этом заключается главное отличие целлюлозы от крахмала.

    Следует особо отметить, что в молекуле целлюлозы каждое второе кольцо остатка глюкозы повернуто на 180° относительно первого. Это обеспечивает плотную упаковку макромолекул целлюлозы. Вы видите, что каждый остаток глюкозы содержит три гидроксильные группы. Поэтому между цепями макромолекул могут образовываться межмолекулярные водородные связи. Это увеличивает механическую прочность целлюлозы. Поэтому целлюлоза образует каркас растительной клетки.

    Чистая целлюлоза – белое твердое вещество, нерастворимое в воде и обычных органических растворителях, но хорошо растворимое в аммиачном растворе гидроксида меди (II) – реактив Швейцера. Из этого раствора кислоты осаждают целлюлозу в виде волокон (гидрат целлюлозы).

    Небольшие различия в строении молекул крахмала и целлюлозы обуславливают значительные различия в свойствах полимеров: целлюлоза не дает реакции серебряного зеркала (нет альдегидной группы), но с кислотами вступает в реакции этерификации. Это дает основание рассматривать каждое звено С6Н10О5 как остаток глюкозы, содержащий три гидроксильные группы:

    или [C6H7O2(OH)3]

    За счет них целлюлоза может образовывать простые и сложные эфиры.

    При взаимодействии целлюлозы с концентрированной азотной кислотой в присутствии концентрированной серной в качестве водоотнимающего средства образуется сложный эфир – тринитрат целлюлозы

    При обычной температуре целлюлоза взаимодействует только с концентрированными кислотами.

    Подобно крахмалу, целлюлоза при нагревании с разбавленными кислотами подвергается гидролизу:

    Гидролиз целлюлозы, иначе называется осахариванием, — очень важное свойство целлюлозы, он позволяет получить из древесных опилок и стружек глюкозу, а сбраживанием последних – этиловый спирт. Такой спирт называют гидролизным. На гидролизных заводах из 1 тонны древесины получают до 200 литров спирта.

    Для целлюлозы характерно горение:

    Без доступа воздуха – термическое разложение целлюлозы приводит к образованию СН3ОН, СН3СООН, (СН3)2СО и др.

    Сырая глюкоза, полученная из древесины, может служить кормом для скота.

    Гидролизный спирт (см. выше)

    Целлюлоза в виде хлопка, льна и пеньки идет на изготовление тканей – хлопчатобумажных и льняных.

    Большое количество расходуется на производство бумаги. Дешевые сорта изготавливают из древесины хвойных пород, лучшие – из льняного и хлопчатобумажного тряпья.

    Подвергая целлюлозу химической обработке, получают несколько видов искусственного шелка, пластмассы, кинопленку, бездымный порох (тринитроцеллюлоза), лаки и многое другое.

    Принципы обучения химии.

    Содержание курса химии опр-ся общими целями обучения, содержанием самой хим. науки, значением и местом данного учебного предмета в общей с-ме образования. Химия явл-ся предметом естеств-научн. цикла, её основная задача – форм-е научного мировоззрения. Принципы обучения – это основные дидактические положения как ко всей с-ме обучения, так и по отдельным учебным дисциплинам. Дидактические принципы определяют требования к содержанию, методам, средствам, орг. формам учебной работы в соотв. с общими целями и закон-стями процесса обучения. Выделют след. дидак. Принципы: научности и посильной трудности, сознательности и творч. актив-сти уч-ся при руководящей роли у-ля, наглядности обучения и развития теор. мышления, систематичности и прочности знаний, связи обучения с реальной жизнью, фор-ние положит. эмоций у уч-ся к обучению, коллективного хар-ра обучения и учета индивид. особ-стей уч-ся.

    Выдел-ют след. принципы обучения химии: 1) принцип соответствия учебного мат-ла уровню современной науки. Этот принцип реализуется через: приближение содержания курса к уровню современ. науки; путем повышения системности курса; путем определения ведущей роли теории в курсе; путем определ-я оптим. соотнош-ния фактов и теории; 2) Принцип развития понятий. Совр. курс химии в школе построен с учетом принципов концентризма (по спиралеобр. х-ру). Любое хим. понятие проходит свое форм-е и развитие на разных уровнях теории строения в-ва; 3) Принцип разделения трудностей теории школьного курса, понятия изучаются на разных возр. уровнях. 4) Принцип историзма. Всё изучаемое в курсе химии должно рассматр-ся с точки зр. истор. событий. Стр-ра школьного курса опр-ся: четким выделением осн. теор. знаний, дидактич. обоснованной последоват-стью учебного мат-ла, оптимальностью содержания учебн. мат-ла для сознательного и системного усвоения умений и знаний.

    Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ — конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой.

    Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций.

    Поперечные профили набережных и береговой полосы: На городских территориях берегоукрепление проектируют с учетом технических и экономических требований, но особое значение придают эстетическим.

    источник

    Подать заявку

    Для учеников 1-11 классов и дошкольников

    Химия 9 класс 13 октября 2016

    Тема урока: « Химические свойства основных классов неорганических соединений в свете представлений об электролитической диссоциации» .

    Цель урока: изучение свойств кислот, оснований

    обучающие: — актуализировать и углубить знания о ТЭД;

    — рассмотреть свойства соединений в свете представлений ТЭД;

    — сформировать у учащихся представление о сущности химических свойств кислот, оснований и солей;

    — сформировать навыки написания полных и сокращенных ионных уравнений

    развивающие: — совершенствовать умения работать с учебной литературой;

    — применять знания и собственный опыт в различных ситуациях, в том числе и проблемных;

    — способствовать развитию мышления, анализу полученных знаний, выделения главного, обобщения и систематизации

    воспитательные: создать условия для формирования культуры умственного п практического труда, работы в группах. Интереса к знаниям. Умений проводить самооценку. Содействовать формированию гуманности, доброты, толерантности, ответственности

    Тип урока: комбинированный

    Формы работы учащихся: фронтальная, индивидуальная, групповая

    Необходимое техническое оборудование: проектор, компьютер, штатив с пробирками, реактивы (растворы соляной кислоты, гидроксида натрия, карбоната натрия, хлорида натрия, нитрата серебра, фенолфталеин)

    I. Этап урока №1. Актуализация знаний

    — Дайте определения кислотам, солям и основаниям с точки зрения электролитической диссоциации.

    — Напишите уравнения диссоциации кислот, солей и оснований, выбрав их из списка:

    — Какие признаки реакций ионного обмена вы знаете?

    — Что такое ионное уравнение?

    — Какими бывают ионные уравнения?

    II.Этап урока № 2. Выдвижение гипотезы

    Постановка проблемных вопросов:

    Как объяснить тот факт, что кислоты, соли и основания вступают в реакции не со всеми веществами, а со строго определенными?

    — Чем определяются свойства кислот, оснований и солей?

    III. Этап урока № 3. Доказательство гипотезы

    Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций — ионными реакциями. Мы делаем запись уравнений реакций в трёх формах: молекулярной, полной ионной, сокращённой ионной.

    Читайте также:  С точки зрения аристотеля политика была

    1.кислота + металл (стоящий до водорода в ЭХР напряжений)

    2HCl + Mg MgCl 2 + H 2
    2H + + 2Cl — + Mg Mg 2+ + 2Cl- + H 2
    2H + + Mg Mg 2+ + H 2

    2HCl + MgO MgCl 2 + H 2 O
    2H + + 2Cl — +MgO Mg 2+ + 2Cl — + H 2 O
    2H + +MgO Mg 2+ + H 2 O

    HCl + NaOH NaCl + H 2 O
    H + + Cl — + Na + + OH — Na + + Cl — + H 2 O
    H + +OH H 2 O

    HCl +AgNO 3AgCl + HNO 3
    H + + Cl — + Ag + + NO 3AgCl + H + +NO 3
    Ag + + Cl AgCl

    Химические свойства щелочей

    NaOH +HCl NaCl + H 2 O
    Na + + OH — + H + + Cl — Na + + Cl — + H 2 O
    H + +OH H 2 O

    2NaOH +CO 2Na 2 CO 3 + H 2 O
    2Na + + 2OH — + CO 22Na + + CO 3 2- + H 2 O
    2OH + CO 2 CO 3 2- + H 2 O

    2NaOH +MgCl 2Mg(OH) 2+ 2NaCl
    2Na + +2OH — + Mg 2+ +2Cl — Mg(OH) 2+2Na + +2Cl —
    2OH + Mg 2+ Mg(OH ) 2

    Химические свойства солей

    Fe + CuSO 4FeSO 4 + Cu
    Fe + Cu 2+ +SO 4 2- Fe 2+ +SO 4 2- + Cu
    Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu

    NaCl +AgNO 3AgCl + NaNO 3
    Na + + Cl — + Ag + + NO 3AgCl + Na + +NO 3
    Ag + + Cl AgCl

    I V. Этап урока № 5. Закрепление полученных умений и навыков

    -В чем заключается суть реакций, протекающих в водных растворах?

    — Что происходит с веществами в водных растворах?

    — Всегда ли можно написать полное ионное уравнение реакции?

    — Всегда ли можно написать сокращенное ионное уравнение реакции?

    — Какие признаки реакций мы можем наблюдать?

    V. Этап урока № 6. Подведение этапов урока

    VI. Этап урока. Домашнее задание

    2. Мне это пригодится в жизни

    3. На уроке было о чем подумать

    4. На все вопросы, возникающие на уроке, я получил (а) ответы

    источник

    Электролитическая диссоциация кислот

    При растворении в воде кислоты, соли и основания диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Определим характерные общие признаки диссоциации электролитов каждого класса соединений.

    Кислоты, как вы помните, состоят из Гидрогена и кислотного остатка, соединенных ковалентной полярной связью. В предыдущем параграфе на примере растворения гидроген хлорида мы рассмотрели, как под действием молекул воды полярная связь превращается в ионную, и кислота распадается на катионы Гидрогена и хлорид-ионы.

    Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса,

    Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы Гидрогена и анионы кислотного остатка.

    Подобно хлоридной кислоте протекает диссоциация и других кислот, например нитратной:

    При диссоциации молекулы сульфатной кислоты число катионов Гидрогена вдвое превышает число анионов кислотного остатка — сульфат-ионов. Заряд аниона равен -2 (в формулах ионов записывают «2-»):

    Названия анионов, образующихся при диссоциации кислот, совпадают с названиями кислотных остатков. Они приведены в таблице растворимости на форзаце.

    Легко заметить, что при диссоциации различных кислот образуются различные анионы, но катионы только одного типа — катионы Гидрогена H+. Значит, именно катионы Гидрогена определяют характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение окраски индикаторов, реакции с активными металлами, основными оксидами, основаниями и солями.

    Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, отщепляя ионы Гидрогена последовательно, друг за другом. Например, в растворе сульфатной кислоты протекают следующие процессы:

    Как видно из приведенных уравнений диссоциации многоосновной кислоты, анионы, образующиеся при ступенчатой диссоциации на первой стадии, содержат ионы Гидрогена. Это отражено в названии анионов: HSO — — гидрогенсульфат-ион.

    Электролитическая диссоциация ортофосфатной кислоты проходит в три стадии:

    Суммарное уравнение диссоциации ортофосфатной кислоты имеет вид:

    Таким образом, каждой многоосновной кислоте соответствует несколько анионов, и все они одновременно присутствуют в растворе.

    Обратите внимание, что в некоторых уравнениях диссоциации стоят двунаправленные стрелки. Что они означают, вы узнаете в следующем параграфе.

    Электролитическая диссоциация оснований

    Основания состоят из катионов металлического элемента и гидроксид-анионов. При диссоциации оснований эти ионы переходят в раствор. Число гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации, равно заряду иона металлического элемента. Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации

    Основания — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и гидроксид-анионы.

    Рассмотрим уравнения диссоциации оснований на примере диссоциации натрий и барий гидроксидов:

    При диссоциации оснований образуются анионы одного типа — гидроксид-ионы, определяющие все характерные свойства растворов щелочей: способность менять окраску индикаторов, реагировать с кислотами, кислотными оксидами и солями.

    Электролитическая диссоциация солей

    Соли образованы катионами металлического элемента и анионами кислотного остатка. При растворении солей в воде эти ионы переходят в раствор.

    Соли — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка.

    Рассмотрим диссоциацию солей на примере диссоциации калий нитрата:

    Аналогично диссоциируют и другие соли, например нитрат кальция и калий ортофосфат:

    В уравнениях диссоциации солей заряд катиона по абсолютной величине равен степени окисления металлического элемента, а заряд аниона — сумме степеней окисления элементов в кислотном остатке. Например, купрум(П) сульфат распадается на ионы

    а феррум(Ш) нитрат — на ионы

    Заряд катионов металлических элементов в большинстве случаев можно определить по Периодической системе. Заряды катионов металлических элементов главных подгрупп обычно равны номеру группы, в которой расположен элемент:

    Металлические элементы побочных подгрупп обычно образуют несколько ионов, например Fe 2 +, Fe 3 +.

    Заряды кислотных остатков проще определять по числу ионов Гидрогена в составе молекулы кислоты, как вы это делали в 8 классе. Заряды некоторых кислотных остатков приведены в таблице растворимости на форзаце.

    Обратите внимание, что в уравнениях диссоциации кислот, оснований и солей суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю, поскольку любое вещество является электронейтральным.

    Ступенчатая диссоциация обусловливает возможность существования кислых и основных солей. Кислые соли содержат ионы Гидрогена, как кислоты. Именно поэтому такие соли называют кислыми. А в основных солях содержатся гидроксид-ионы, как в основаниях.

    На первой стадии диссоциации сульфатной кислоты образуется гидрогенсульфат-ион HSO-, благодаря чему существуют кислые соли: NaHSO4 (натрий гидрогенсульфат), Al(HSO4)3 (алюминий гидрогенсульфат) и др. Для ортофосфатной кислоты также характерны кислые соли K2HPO4 (калий гидрогенортофосфат) или KH2PO4 (калий дигидрогенортофосфат).

    В растворах кислые соли диссоциируют в две стадии:

    Кислые соли характерны только для многоосновных кислот, поскольку они диссоциируют ступенчато. Единственным исключением является одноосновная кислота — флуоридная. Благодаря водородным связям в растворе этой кислоты присутствуют частицы H2F2, и флуоридная кислота может образовывать кислую соль состава KHF2.

    Некоторые нерастворимые гидроксиды образуют катионы, в которых имеется гидроксид-ион. Например, алюминий содержится в составе катиона AlOH 2+ , благодаря чему существует соль состава AlOHCl2 (алюминий гидроксохлорид). Такую соль называют основной.

    100. Дайте определение кислотам, основаниям и солям с точки зрения теории электролитической диссоциации.

    101. В чем особенность диссоциации многоосновных кислот по сравнению с одноосновными? Объясните на примере сульфатной кислоты.

    Задания для усвоения материала

    102. В результате диссоциации молекулы кислоты образовался ион с зарядом 3—. Сколько ионов Гидрогена при этом образовалось?

    103. Составьте уравнения электролитической диссоциации кислот: карбонатной, бромидной, нитритной. Назовите образующиеся анионы.

    104. Какие из приведенных кислот будут диссоциировать ступенчато: HCl, H2CO3, HNO3, H2S, H2SO3? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

    105. Составьте уравнения диссоциации солей: магний нитрата, алюминий хлорида, барий бромида, натрий карбоната, натрий ортофосфата.

    106. Приведите по одному примеру солей, при диссоциации которых количеством вещества 1 моль образуется: а) 2 моль ионов; б) 3 моль ионов; в) 4 моль ионов; г) 5 моль ионов. Запишите уравнения диссоциации.

    108. Составьте уравнения электролитической диссоциации веществ: калий гидроксида, барий сульфида, феррум(Ш) нитрата, магний хлорида, алюминий сульфата.

    109. Составьте формулу вещества, при диссоциации которого образуются ионы Кальция и гидроксид-ионы.

    110. Из перечня веществ выпишите отдельно электролиты и неэлектролиты: HCl, Ca, Cr2(SO4)3, Fe2O3, Mg(OH)2, CO2, Sr(OH)2, Sr(NO3)2, P2O5, H2O. Составьте уравнения диссоциации электролитов.

    111. При диссоциации некоего нитрата образовался 1 моль катионов с зарядом 2+. Какое количество вещества нитрат-ионов при этом образовалось?

    112. Составьте формулы и запишите уравнения диссоциации феррум(П) сульфата и феррум(Ш) сульфата. Чем отличаются эти соли?

    113. Приведите по одному примеру уравнений диссоциации солей в соответствии со схемами (буквой М обозначен металлический элемент, а Х — кислотный остаток): а) МХ ^ М 2+ + Х 2- ; б) МХ3 ^ М 3+ + 3Х — ;

    114. В растворе присутствуют ионы K+, Mg 2 +, NO-, SO4 — . Какие вещества растворили? Приведите два варианта ответа.

    115*. Составьте уравнения диссоциации тех электролитов, которые образуют хлорид-ионы: CrCl3, KClO3, BaCl2, Ca(ClO)2, HClO4, MgOHCl.

    источник

    Свойства кислот оснований и солей с точки зрения ТЭД (теории электролитической диссоциации). Амфотерность.

    Основания. Название «основание» первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.

    Примеры: NaOH — гидроксид натрия (едкий натр), KOH — гидроксид калия (едкое кали), Ca(OH)2 — гидроксид кальция (гашёная известь).

    Основания, которые хорошо растворяются в воде, называются щелочами, К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. С точки зрения теории электролитической диссоциации основания-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида — гидроксид — ионов ОН-.

    В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

    Основание -> Катион основания + Гидроксид — ион

    NaOH Na + + OH —

    Ba(OH)2Ba 2+ + 2OH —

    NH3·H2O NH4 + + OH —

    Кислоты. Кислоты исторически получили своё название из-за кислого вкуса водных растворов тактх веществ, как хлороводород или уксусная кислота. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида — катионов водорода Н+.

    В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

    Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остатка

    H2SO42H + + SO4 2-

    CH3COOH H + = CH3COO —

    Соли. С точки зрения теории электролитической реакции соли — это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка.

    В общем виде уравнение электролитической диссоциации солей имеет следующий вид:

    Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

    BaCl2Ba2+ + 2Cl —

    K2CO3K + + CO3 2-

    Амфотерность — способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.

    Амфотерность как химическое свойство вещества может проявляться по-разному:

    1. В рамках теории электролитической диссоциации это способность вещества к электролитической диссоциации как по механизму кислот (с отщеплением ионов гидроксония, H + ), так и по механизму оснований (отщепление гидроксид-ионов, OH – ). Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются амфолитами. Если обозначить амфотерный электролит формулой XOH, то его диссоциацию можно описать схемой:

    Например, кислотно-основные свойства азотистой кислоты определяются равновесными процессами диссоциации с образованием нитрит-аниона и нитрозильного катиона:

    Идеальным амфолитом будет вода:

    Также к числу идеальных амфолитов относят гидроксид галлия Ga(OH)3, вторые и третьи константы диссоциации которого по кислотному и основному типам практически одинаковы.

    Читайте также:  Ничто так не мешает видеть как точка зрения эссе

    2. В рамках протолитической теории Брёнстеда-Лоури проявление амфотерности рассматривается как способность протолита выступать донором и акцептором протона. Например, для воды амфотерность проявляется как автопротоли:

    Амфолитами также будут вещества, имеющие в своём составе функциональные группы, способные быть донорами и акцепторами протонов. Например, к амфотерным органическим электролитам относятся белки, пептиды и аминокислоты. Так аминокислоты имеют в своём составе, по крайней мере, карбоксильную группу –COOH и аминогруппу –NH2. В растворе эти группы подвергаются частичной ионизации:

    H2N — CH(R) — COOH + H2O ⇄ [ H3N — CH(R) — COOH ] + + OH −

    Таким образом, молекула аминокислоты находится в двух равновесных формах, заряженной (цвиттер-ион) и незаряженной. В этих комбинациях R–COOH и R–NH3 + являются потенциальными кислотами (донорами протонов, катионов), а R–COO– и R–NH2 – сопряженными потенциальными основаниями (акцепторами протонов, катионов).

    3. Амфотерность может проявляться как способность вещества к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями. Это характерно для оксидов, гидроксидов и комплексных соединений некоторых p-элементов и большинства d-элементов в промежуточных степенях окисления. Амфотерность в той или иной степени является общим свойством гидроксидов. Например, для соединений хрома (III) известны реакции:

    Не соответствуют действительности традиционные представления о проявлении амфотерности гидроксидов как диссоциации по кислотному и основному типам. В общем виде амфотерное поведение нерастворимых гидроксидов хрома (III), алюминия, цинка может описано как реакции ионного обмена ионов среды с лигандами H2O и OH – . Например, для Al(OH3) ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:

    4. В ряде случаев важным косвенным признаком амфотерности является способность элемента образовывать два ряда солей, катионного и анионного типа. Например, для цинка: ZnCl2, [Zn(H2O)4]SO4 (катионные) и Na2ZnO2, Na2(Zn(OH)4) (анионные).

    Окислительно-восстановительные реакции. Понятие «степень окисления». Типы окислительно-восстановительных реакций (привести примеры).

    Окислительно-восстановительные реакции, также редокс— это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления и не более 2-х атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

    В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.[2]

    Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.

    При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степени окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

    В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

    Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

    окислитель +e− ↔ сопряжённый восстановитель.

    Восстановление — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

    При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

    Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

    восстановитель -e− ↔ сопряжённый окислитель.

    Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

    Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

    В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

    Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций. Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле.

    Представления о степени окисления элементов положены в основу и используются при классификации химических веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и их международных названий (номенклатуры). Но особенно широко оно применяется при изучении окислительно-восстановительных реакций.

    Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность.

    Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; Нарушение авторского права страницы

    источник

    Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

    • а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;
    • б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

    Константы диссоциации некоторых сильных кислот в водных растворах при 25 °С

    • в) способность изменять цвета индикаторов, в частности вызывать красную окраску лакмуса;
    • г) кислый вкус.

    При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т.д. C устранением ионов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

    У сильных кислот, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т.е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

    Из сравнения данных, приведенных в табл. 12 и 14, видно, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации H2SO4 — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале IO -4 —10“ 2 , иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

    Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

    • а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;
    • б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);
    • в) своеобразным «мыльным» вкусом.

    Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксид-ионов, очевидно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

    Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

    Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимодействии его, например, с соляной кислотой получается хлорид цинка

    а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия:

    Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам, кроме гидроксида цинка, относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

    Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфотерный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

    Таким образом, в растворе амфотерного электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания.

    Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологической химии; например, белки — амфотерные электролиты.

    Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль.

    При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы H + . Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следующим уравнениям:

    При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы ОН

    . Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

    Таким образом, теория электролитической диссоциации объясняет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима. В частности, кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляющие свойства оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

    Изучение подобного рода реакций, а также реакций, протекающих в неводных средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теорий кислот и оснований принадлежит протонная теория, созданная в 1923 г.

    Согласно протонной теории, кислотой является донор протона, т.е. частица (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода — протон, а основанием — акцептор протона, т.е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Соотношение между кислотой и основанием определяется схемой:

    Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, ион НСО4 является основанием, сопряженным кислоте H2SO4.

    Реакцию между кислотой и основанием протонная теория представляет схемой:

    ион Cl — — основание, сопряженное кислоте НС1, а ион NH4 — кислота, сопряженная основанию NH3.

    Существенным в протонной теории является то положение, что вещество проявляет себя как кислота или как основание в зависимости от того, с каким другим веществом оно вступает в реакцию. Важнейшим фактором при этом является энергия связи вещества с протоном. Так, в ряду NH3-H2O-HF эта энергия максимальна для NH3 и минимальна для HF. Поэтому в смеси с NH3 вода функционирует как кислота, а в смеси с HF — как основание:

    источник