Молекулы кислот в водедиссоциируют на ионы водорода (гидроксония-гидратированный ион водорода)и на анионы кислотного остатка.

Например, уравнение диссоциации азотной кислоты имеет вид:

HNO₃+H₂O = H₃O⁺ + NO₃ˉ

или при упрощенной записи:

НNО₃ = Н⁺ + NО₃ˉ.

Максимальное число ионов водорода, образующихся из одной молекулы кислоты, определяет ее основность, следовательно, НNО₃– одноосновная кислота.

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. Например, азотная кислота более сильная, чем йодноватая, т.к. К_д (HNO₃) = 4,36∙10 > К_д(HIO₃) = 1,7∙10^-1.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, последовательно отщепляя один ион водорода за другим, и каждая ступень ионизации характеризуется определенной константой диссоциации. Если кислота слабая, то на всех ступенях процесс обратимый. Так, для ортофосфорной кислоты:

1. Н₃РО₄D Н⁺ + Н₂РО₄ˉ .

2. Н₂РО₄ˉ D Н⁺ + НРО₄^2- .

3. НРО₄^2-D Н⁺ + РО₄^3- .

Из сопоставления приведенных выше значений констант диссоциации следует, что К_д1> К_д2> К_д3. Первый ион водорода отрывается от молекулы легче, последующие все труднее, т.к. возрастает отрицательный заряд кислотного остатка; поэтому в не очень разбавленных растворах фосфорной кислоты ионов РО₄^3- мало. Неравенства К_д1> К_д2> …К_дn характерны и для других многоосновных кислот. Ориентировочно можно считать, что каждая последующая константа диссоциации меньше предыдущей в 10⁵ раз. Они связаны между собой соотношением: К_Д= К_Д1∙ К_Д2∙…∙К_Дn.

Многоосновные сильные кислоты диссоциируют по первой ступени как сильные электролиты, а по второй – как электролиты средней силы, например:

Н₂SО₄ = Н⁺ + НSО₄ˉ           К_Д1=1∙10³,

НSО₄^-D Н⁺ + SО₄^2-                      К_Д2=2∙10^-2.

Способность многоосновных кислот диссоциировать ступенчато объясняет их склонность к образованию кислых солей.

Сила кислородсодержащих кислот зависит от строения молекулы. Формулу кислородсодержащих кислот в общем виде можно записать ЭО_m(OH)_n, имея в виду, что в их молекулах имеются связи Н-О-Э и Э=О. Как показывают исследования, сила кислот практически не зависит от n (числа ОН-групп), но заметно возрастает с увеличением m (числа несвязанных в ОН-группы атомов кислорода, т.е. со связями Э=О). По первой ступени ионизации кислоты типа Э(ОН)_n относятся к очень слабым (К_д1 = 10^-8 – 10^-11, рК_д1=7 – 11), типа ЭО(ОН)_n – к слабым (К_д1=10^-2– 10^-4, рК_д1=1,5 – 4), типа ЭО₂(ОН)_n – к сильным и типа ЭО₃(ОН)_n – к очень сильным (табл.8.2).

Таблица 8.2

Классификация кислородсодержащих кислот по их силе в водных растворах

Примечание: ∙В таблице приведены значения К_Д первой ступени ионизации кислот.

Резкое возрастание силы в ряду кислот с увеличением m можно объяснить оттягиванием электронной плотности от связи Н-О на связь Э=О.

С увеличением степени окисления центрального атома Э изменение состава образуемых им кислородсодержащих кислот отвечает увеличению m, например:

В этом проявляется общая закономерность: с увеличением степени окисления элемента в ряду его гидроксидов основные свойства ослабевают, кислотные – усиливаются, например:

Молекулы оснований в водедиссоциируют на катионы металлов (исключение - NН₄ОН D NН₄⁺ + ОН ˉ) и гидроксид-ионы.

Например, уравнение диссоциации гидроксида натрия имеет вид

NаОН = Nа⁺ + ОНˉ.

Максимальное число гидроксид-ионов, образующихся из одной молекулы основания, определяет его кислотность, следовательно,NaOH – однокислотное основание.

Чем больше константа диссоциации основания, тем оно сильнее. Например, гидроксид лития более сильное основание, чем гидроксид аммония, т.к. К_д(LiOH) = 6,75∙10^-1> К_д (NH₄OH) = 1,8∙10^-5.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато, последовательно отщепляя один гидроксид – ион за другим, и каждая ступень ионизации характеризуется определенной константой диссоциации. Если основание слабое, то на всех ступенях процесс протекает обратимо, например:

Fе(ОН)₃D Fе(ОН)₂⁺ + ОНˉ ,

Fе(ОН)₂⁺D Fе(ОН)²⁺ + ОНˉ ,

Fе(ОН)²⁺D Fе³⁺ + ОНˉ .

Многокислотные сильные основания диссоциируют по первой ступени как сильные электролиты, а по второй – как электролиты средней силы, например:

Са(ОН)₂ = СаОН⁺ + ОНˉ,

СаОН⁺D Са²⁺ + ОНˉ.

Этим объясняется способность оснований многовалентных металлов образовывать основные соли, например Zn(ОН)Сl, Fе(ОН)Сl₂ и др.

Гидроксиды многих металлов в водных растворах могут диссоциировать и по кислотному, и по основному типу. Соединения, которые в зависимости от условий проявляют как кислотные, так и основные свойства, называются амфотерными или амфолитами.

Амфотерность электролитов объясняется малым различием прочности связей Э-О и О-Н. К амфотерным электролитам относятся :Zn(ОН)₂, Al(ОН)₃, Be(ОН)₂, Ga(ОН)₃, Cr(ОН)₃, Ge(ОН)₂, Sn(ОН)₄, Pb(ОН)₂ и др. Примером может служить диссоциация гидроксида цинка:

2H⁺ +[Zn(OH)₄]^2ˉDZn(OH)₂ +2H₂OD [Zn(H₂O)₂]²⁺ +2OHˉ.

При этом в кислой среде равновесие сдвигается вправо, в щелочной– влево. При взаимодействии гидроксида цинка, например, с азотной кислотой образуется нитрат цинка:

Zn(OH)₂ + 2HNO₃D Zn(NO₃)₂ + 2H₂O;

при взаимодействии же с гидроксидом калия – тетрагидроксоцинкат калия:

Zn(OH)₂ + 2KOH D K₂[Zn(OH)₄].

Соли при электролитической диссоциации образуют катионы металлов (исключение соли аммония) или комплексные катионы и одноатомные или многоатомные анионы.

Соли бывают средние (нейтральные, например, СаSО₄), кислые (СаНРО₄), основные (Zn(ОН)Сl), комплексные (K₂[Zn(OH)₄]).

Средние соли диссоциируют в одну стадию. Например,

Nа₂SО₄ = 2Nа⁺ + SО .

В кислых солях отщепляется сначала ион металла по типу сильного электролита, затем – ионы водорода по типу слабого электролита.

Например:                 NаН₂РО₄ = Nа⁺ + Н₂РО ,

Н₂РО D Н⁺ + НРО ,

НРО D Н⁺ + РО .

В последних двух ступенях равновесие сдвинуто влево, поэтому ионов Н⁺ в растворе очень мало.

В основных солях сначала отщепляется кислотный остаток по типу сильного электролита, затем – гидроксид-ионы по типу слабого электролита. Например,

(ZnОН)₂SО₄ = 2ZnОН⁺ + SО ,

ZnОН⁺D Zn²⁺ + ОНˉ.

В последней стадии равновесие сдвинуто влево, поэтому ионов ОНˉ в растворе мало.

Дальнейшее развитие теории растворов привело к созданию ряда теорий, описывающих свойства кислот и оснований. К наиболее известным и применимым относятся следующие.