Kiseline: HCl HBr HI HClO 4 HMnO 4 H 2 SO 4 HNO 3

Baze: hidroksidi formirani od s-elemenata 1 i s-elemenata grupe 11, počevši od Ca

NaOH KOH Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2

So - gotovo sve.

Kiseline sa stanovišta teorije disocijacije, radi se o elektrolitima koji se disociraju i formiraju vodikov kation i anjon kiselinskog ostatka. Prisustvo vodikovih kationa u kiselim rastvorima određuje njihovu kiselkast okus, sposobnost promjene boje indikatora, imaju iritirajući, pa čak i upalni učinak.

Kiseline se, u zavisnosti od jačine, disociraju na različite načine.

Jake kiseline se odmah i nepovratno disociraju:

Slabi elektroliti se postepeno i reverzibilno disociraju

CH 3 COOH = CH 3 COO - + H +

H 2 CO 3 = H + + HCO 3 -

HCO 3 - = H + + CO 3 2-

Disocijacija slabih jedinjenja, kao reverzibilni proces, karakteriše konstanta disocijacije

TO dis. CH3COOH= (CH 3 COO -)*(H +)

Ugljeničnu kiselinu, kao dvobazičnu kiselinu, karakteriše prisustvo

TO dis 1. H 2 CO 3 = (NSO 3 -)*(H +)

TO dis.2st N 2 CO 3 = (CO 3 2-)*(H +)

Konstanta disocijacije, kao i svaka konstanta reverzibilnog procesa, je konstantna vrijednost za svaki elektrolit (ovisno o prirodi tvari) i ovisi o temperaturi otopine. Što je niža konstanta disocijacije, to je slabiji elektrolit. (K dis. je konstantna vrijednost i može se naći u referentnoj tabeli)

Osnovi – To su elektroliti koji se disociraju u metalni kation i hidroksidni anion. Jake baze se odmah i nepovratno disociraju:

KOH K + + OH -

Slabi elektroliti se disociraju stepenasto i reverzibilno

Mg(OH) 2 MgOH + + OH -

MgOH + Mg 2+ + OH -

soli– jaki elektroliti, dakle u rastvoru odmah i potpuno razlažu se na katjone metala i anjone kiselih ostataka.

Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2-

Na 3 PO 4 3Na + + PO 4 3-

Kiselinske soli prvo disociraju na metalni kation i anjon kiselinskog ostatka

NaHCO 3 Na + + HCO 3 -

I tada se kiseli ostatak disocira kao kiselina

HCO 3 - H + + CO 3 2-

Koncept pH (ph)

Voda se najčešće koristi kao rastvarač. Iako je voda slab elektrolit, disocira se u otopini

H 2 O = H + +OH -

Kao i svaki reverzibilni proces, karakterizira ga konstanta disocijacije

TO dis. = (H +)*(OH -)

Eksperimentalno je dokazano da se od 10.000.000 molekula samo jedan raspada na ione. Stoga se koncentracija vode uzima kao konstantna vrijednost i dobija se sljedeći izraz

Kdis * (H 2 O) = Kw = (H +) * (OH -) = const = 10 -14 (ova vrijednost se naziva ionski proizvod vode)

Jer ova vrijednost je konstantna, koristi se za izračunavanje koncentracije H + ili OH - jona

Na primjer, (OH -) =10 -3 odrediti (H +) = ?

(H+) = K w= 10 -14 =10 -11

- (OH -) = 10 -1 (H +) = 10 -13 ph =13

- (OH -) = 10 -5 (H +) = 10 -9 ph = 9

- (OH -) = 10 -7 (H +) = 10 -7 ph = 7

- (OH -) =10 -10 (H +) = 10 -4 ph = 4

- (OH -) = 10 -14 (H +) =10 0 =1 ph =1

Svi naredni proračuni se rade slično kao i prvi. Nezgodno je koristiti razlomke za koncentracije, pa se uvodi koncept pH vrijednost ( njegove vrijednosti su date u krajnjoj desnoj koloni)

(H +)= 10 -6 ph=6, (H +) = 10 -11 ph=11

Elektroliti su supstance čiji rastvori ili taline provode električna struja. Elektroliti uključuju kiseline, baze i soli. Tvari koje ne provode električnu struju u otopljenom ili rastopljenom stanju nazivaju se neelektroliti. To uključuje mnoge organske tvari, kao što su šećeri itd. Sposobnost otopina elektrolita da provode električnu struju objašnjava se činjenicom da se molekule elektrolita rastvaraju u električno pozitivno i negativno nabijene čestice – ione. Količina naboja na jonu numerički je jednaka valenciji atoma ili grupe atoma koji formiraju ion. Joni se od atoma i molekula razlikuju ne samo po prisutnosti električnih naboja, ali i druga svojstva, na primjer, joni nemaju miris, boju ili druga svojstva molekula hlora. Pozitivno nabijeni ioni nazivaju se kationi, negativno nabijeni ioni se nazivaju anjoni. Kationi formiraju vodonik H+, metale: K+, Na+, Ca 2+, Fe 3+ i neke grupe atoma, na primjer amonijumsku grupu NH + 4; Anioni formiraju atome i grupe atoma koji su kiseli ostaci, na primjer Cl -, NO - 3, SO 2- 4, CO 2- 3.

Dezintegracija molekula elektrolita na ione naziva se elektrolitička disocijacija ili jonizacija i reverzibilan je proces, tj. u otopini može nastupiti ravnotežno stanje u kojem se onoliko molekula elektrolita raspada na ione, toliko ih se opet formira iz iona. . Disocijacija elektrolita na ione može se predstaviti opštom jednačinom: , gde je KmAn nedisocirana molekula, K z+ 1 je kation koji nosi z 1 pozitivnih naboja, a z-2 je anjon sa z 2 negativna naboja, m i n su broj kationa i anjona, nastalih tokom disocijacije jednog molekula elektrolita. Na primjer, .

Broj pozitivnih i negativnih jona u otopini može biti različit, ali je ukupni naboj kationa uvijek jednak ukupnom naboju aniona, tako da je otopina kao cjelina električno neutralna.

Jaki elektroliti se gotovo potpuno disociraju na ione pri bilo kojoj koncentraciji u otopini. To uključuje jake kiseline (vidi), jake baze i gotovo sve soli (vidi). Slabi elektroliti, koji uključuju slabe kiseline i baze i neke soli, kao što je sublimat HgCl 2, disociraju samo djelomično; stepen njihove disocijacije, tj. udio molekula raspadnutih na ione, raste sa smanjenjem koncentracije otopine.

Mjera sposobnosti elektrolita da se raspadnu na jone u otopinama može biti konstanta elektrolitičke disocijacije (konstanta jonizacije), jednaka
gdje su koncentracije odgovarajućih čestica u otopini prikazane u uglastim zagradama.

Kada jednosmjerna električna struja prođe kroz otopinu elektrolita, kationi se kreću do negativno nabijene elektrode - katode, anjoni se kreću do pozitivne elektrode - anode, gdje odustaju od svog naboja, pretvarajući se u električno neutralne atome ili molekule (kationi primaju elektroni sa katode, a anjoni odustaju od elektrona na anodi). Budući da je proces dodavanja elektrona u supstancu redukcija, a proces gubljenja elektrona supstancom je oksidacija, kada se električna struja propušta kroz otopinu elektrolita, na katodi dolazi do redukcije kationa, a na katodi do oksidacije anjona. anoda. Ovaj redoks proces naziva se elektroliza.

Elektroliti su nezaobilazna komponenta tečnosti i gustih tkiva organizama. U fiziološkim i biohemijskim procesima važnu ulogu imaju neorganski joni kao što su H+, Na+, K+, Ca 2+, Mg 2+, OH -, Cl -, HCO - 3, H 2 PO - 4, SO 2- 4 (vidi Mineralni metabolizam). H + i OH - joni se nalaze u vrlo malim koncentracijama u ljudskom tijelu, ali je njihova uloga u životnim procesima ogromna (vidi Acid-bazna ravnoteža). Koncentracija Na + i Cl - jona značajno je veća od koncentracije svih ostalih anorganskih jona zajedno. Vidi također Puferska rješenja, Jonski izmjenjivači.

Elektroliti su supstance čiji rastvori ili taline provode električnu struju. Tipični elektroliti su soli, kiseline i baze.

Prema Arrheniusovoj teoriji elektrolitičke disocijacije, molekule elektrolita u otopinama spontano se raspadaju na pozitivno i negativno nabijene čestice - jone. Pozitivno nabijeni ioni nazivaju se kationi, negativno nabijeni ioni se nazivaju anjoni. Količina naboja jona određena je valentnošću (vidi) atoma ili grupe atoma koji formiraju dati ion. Katione obično formiraju atomi metala, na primjer K+, Na+, Ca2+, Mg3+, Fe3+, i neke grupe drugih atoma (na primjer, amonijum grupa NH 4); Anione, u pravilu, formiraju atomi i grupe atoma koji su kiseli ostaci, na primjer Cl-, J-, Br-, S2-, NO 3 -, CO 3, SO 4, PO 4. Svaki molekul je električno neutralan, stoga je broj elementarnih pozitivnih naboja kationa jednak broju elementarnih negativnih naboja anjona nastalih tokom disocijacije molekula. Prisutnost jona objašnjava sposobnost otopina elektrolita da provode električnu struju. Stoga se otopine elektrolita nazivaju ionskim provodnicima ili provodnicima druge vrste.

Disocijacija molekula elektrolita na ione može se predstaviti sljedećom opštom jednačinom:

gdje je nedisocirani molekul, je kation koji nosi n1 pozitivnih naboja, je anjon koji ima n2 negativnih naboja, p i q su broj kationa i aniona uključenih u molekulu elektrolita. Na primjer, disocijacija sumporne kiseline i amonijum hidroksida izražava se jednadžbama:

Broj iona sadržanih u otopini obično se mjeri u gramima jona po 1 litru otopine. Gram jona je masa jona date vrste, izražena u gramima i numerički jednaka formuli težine jona. Težina formule se nalazi zbrajanjem atomskih težina atoma koji formiraju dati ion. Tako je, na primjer, formula težina jona SO 4 jednaka: 32,06 + 4-16,00 = 96,06.

Elektroliti se dijele na male molekularne, visokomolekularne (polielektroliti) i koloidne. Primjeri elektrolita male molekularne težine, ili jednostavno elektrolita, su obične kiseline, baze i soli niske molekularne težine, koje se obično dijele na slabe i jake elektrolite. Slabi elektroliti se ne disociraju u potpunosti na ione, zbog čega se uspostavlja dinamička ravnoteža u otopini između iona i nedisociranih molekula elektrolita (jednadžba 1). Slabi elektroliti uključuju slabe kiseline, slabe baze i neke soli, kao što je sublimat HgCl 2. Proces disocijacije se može kvantitativno okarakterisati stepenom elektrolitičke disocijacije (stepenom jonizacije) α, izotoničkim koeficijentom i i konstantom elektrolitičke disocijacije (konstantom jonizacije) K. Stepen elektrolitičke disocijacije α je udio molekula elektrolita koji se raspada na jona u datom rastvoru. Vrijednost a, mjerena u udjelima jedinice ili u %, ovisi o prirodi elektrolita i rastvarača: opada s povećanjem koncentracije otopine i obično se neznatno mijenja (povećava ili smanjuje) s povećanjem temperature; takođe se smanjuje kada se u rastvor datog elektrolita unese jači elektrolit, ne formirajući nijedan istog imena (na primer, stepen elektrolitičke disocijacije octene kiseline CH 3 COOH opada kada se hlorovodonična kiselina HCl ili natrijev acetat CH 3 COONa dodati u njegov rastvor).

Izotonični koeficijent, ili Van't Hoffov koeficijent, i jednak je omjeru sume broja jona i nedisociranih molekula elektrolita i broja njegovih molekula uzetih za pripremu otopine. Eksperimentalno, i se određuje mjerenjem osmotskog tlaka, snižavanjem točke smrzavanja otopine (vidi Kriometrija) i nekim drugim fizička svojstva rješenja. Količine i i α su međusobno povezane jednačinom

gdje je n broj jona nastalih tokom disocijacije jednog molekula datog elektrolita.

Konstanta elektrolitičke disocijacije K je konstanta ravnoteže. Ako se elektrolit disocira na ione prema jednačini (1), tada

gdje, i su koncentracije u otopini kationa i anjona (u g-jonu/l) i nedisociranih molekula (u mol/l), respektivno. Jednačina (3) je matematički izraz zakona djelovanja mase primijenjenog na proces elektrolitičke disocijacije. Što je veći K, to se elektrolit bolje razlaže na jone. Za dati elektrolit, K ovisi o temperaturi (obično raste s porastom temperature) i, za razliku od a, ne ovisi o koncentraciji otopine.

Ako se molekul slabog elektrolita može disocirati ne na dva, već na veći broj iona, tada se disocijacija odvija u fazama (stepenasta disocijacija). Na primjer, slaba ugljična kiselina H 2 CO 3 u vodenim otopinama disocira u dva stupnja:

U ovom slučaju, konstanta disocijacije 1. koraka značajno je veća od one iz 2. koraka.

Jaki elektroliti, prema Debye-Hückelovoj teoriji, u otopinama su potpuno disocirani na ione. Primjeri ovih elektrolita uključuju jake kiseline, jake baze i gotovo sve soli rastvorljive u vodi. Zbog potpune disocijacije jakih elektrolita, njihove otopine sadrže ogroman broj iona, razmaci između kojih su takve da se između suprotno nabijenih jona pojavljuju sile elektrostatičke privlačnosti, zbog čega je svaki ion okružen ionima suprotnog naboja (jonska atmosfera) . Prisustvo jonske atmosfere smanjuje hemijsku i fiziološku aktivnost jona, njihovu mobilnost u električno polje i druga svojstva jona. Elektrostatička privlačnost između suprotno nabijenih jona raste s povećanjem ionske snage otopine, jednakoj polovini zbroja proizvoda koncentracije C svakog jona i kvadrata njegove valencije Z:

Tako je, na primjer, jonska snaga 0,01 molarne otopine MgSO 4 jednaka

Otopine jakih elektrolita, bez obzira na njihovu prirodu, sa istom ionskom snagom (ne prelazi, međutim, 0,1) imaju istu ionsku aktivnost. Jonska snaga ljudske krvi ne prelazi 0,15. Za kvantitativno opisivanje svojstava rastvora jakih elektrolita uvedena je veličina koja se zove aktivnost a, koja formalno zamenjuje koncentraciju u jednačinama koje proizilaze iz zakona delovanja mase, na primer u jednačini (1). Aktivnost a, koja ima dimenziju koncentracije, jednačinom je povezana sa koncentracijom

gdje je f koeficijent aktivnosti, koji pokazuje koliki je udio stvarne koncentracije ovih jona u otopini njihova efektivna koncentracija ili aktivnost. Kako koncentracija otopine opada, f raste i u vrlo razrijeđenim otopinama postaje jednak 1; u poslednjem slučaju a=C.

Elektroliti male molekularne težine su nezaobilazna komponenta tekućina i gustih tkiva organizama. Od jona elektrolita male molekulske mase, kationi H+, Na+, Mg2+, Ca2+ i anjoni OH-, Cl-, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4, SO 4 imaju važnu ulogu u fiziološkim i biohemijskim procesima ( vidi Metabolizam minerala). H+ i OH- joni u organizmima, uključujući i ljudsko tijelo, nalaze se u vrlo malim koncentracijama, ali je njihova uloga u životnim procesima ogromna (vidi acidobazna ravnoteža). Koncentracije Na+ i Cl- su značajno veće od koncentracija svih ostalih jona zajedno.

Živi organizmi su visoko karakterizirani takozvanim antagonizmom jona - sposobnošću jona u otopini da međusobno smanje svojstveni učinak svakog od njih. Utvrđeno je, na primjer, da su ioni Na+ u koncentraciji u kojoj se nalaze u krvi toksični za mnoge izolirane organe životinja. Međutim, toksičnost Na+ je potisnuta kada se ioni K+ i Ca2+ dodaju u otopinu koja ih sadrži u odgovarajućim koncentracijama. Dakle, K+ i Ca2+ joni su antagonisti Na+ jona. Otopine u kojima je štetno djelovanje bilo kojeg jona eliminirano djelovanjem antagonističkih jona nazivaju se uravnotežene otopine. Antagonizam jona otkriven je tokom njihovog delovanja na širok spektar fizioloških i biohemijskih procesa.

Polielektroliti su elektroliti visoke molekularne težine; primjeri za njih su proteini, nukleinske kiseline i mnogi drugi biopolimeri (vidi Makromolekularna jedinjenja), kao i niz sintetičkih polimera. Kao rezultat disocijacije makromolekula polielektrolita, formiraju se ioni male molekulske mase (konterioni), obično različite prirode, i višestruko nabijeni makromolekularni ion. Neki kontrajoni su čvrsto vezani za makromolekularni ion elektrostatičkim silama; ostali su u rastvoru u slobodnom stanju.

Primjeri koloidnih elektrolita uključuju sapune, tanine i neke boje. Rastvore ovih supstanci karakteriše ravnoteža:
micele (koloidne čestice) → molekuli → joni.

Kada se rastvor razblaži, ravnoteža se pomera s leva na desno.

Vidi također Amfoliti.

1. ELEKTROLITI

1.1. Elektrolitička disocijacija. Stepen disocijacije. Snaga elektrolita

Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, soli, kiseline i hidroksidi, kada se otapaju u vodi, potpuno se ili djelomično raspadaju na nezavisne čestice - ione.

Proces razgradnje molekula tvari na ione pod utjecajem polarnih molekula rastvarača naziva se elektrolitička disocijacija. Supstance koje se u rastvorima disociraju na jone nazivaju se elektroliti. Kao rezultat, rješenje stječe sposobnost provođenja električne struje, jer u njemu se pojavljuju mobilni električni nosači naboja. Prema ovoj teoriji, kada su otopljeni u vodi, elektroliti se raspadaju (disociraju) na pozitivno i negativno nabijene ione. Pozitivno nabijeni joni se nazivaju katjoni; to uključuje, na primjer, vodonik i ione metala. Negativno nabijeni joni se nazivaju anjoni; To uključuje ione kiselih ostataka i hidroksidne jone.

Da bi se kvantitativno okarakterisao proces disocijacije, uveden je koncept stepena disocijacije. Stepen disocijacije elektrolita (α) je omjer broja njegovih molekula raspadnutih na ione u datoj otopini ( n ), na ukupan broj njegovih molekula u otopini ( N), ili

α = .

Stepen elektrolitičke disocijacije obično se izražava ili u dijelovima jedinice ili u postocima.

Elektroliti sa stepenom disocijacije većim od 0,3 (30%) se obično nazivaju jakim, sa stepenom disocijacije od 0,03 (3%) do 0,3 (30%) - srednjim, manjim od 0,03 (3%) - slabim elektrolitima. Dakle, za 0,1 M rastvor CH3COOH α = 0,013 (ili 1,3%). Stoga je sirćetna kiselina slab elektrolit. Stepen disocijacije pokazuje koji se dio otopljenih molekula neke supstance razbio na ione. Stupanj elektrolitičke disocijacije elektrolita u vodenim otopinama ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji i temperaturi.

Po svojoj prirodi, elektroliti se mogu podijeliti na dva: velike grupe: jaka i slaba. Jaki elektroliti gotovo potpuno disociraju (α = 1).

Jaki elektroliti uključuju:

1) kiseline (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);

2) baze – hidroksidi metala prve grupe glavne podgrupe (alkalne) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , kao i hidroksidi zemnoalkalnih metala – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) soli rastvorljive u vodi (vidi tabelu rastvorljivosti).

Slabi elektroliti disociraju na ione u vrlo maloj mjeri u otopinama se nalaze uglavnom u nedisociranom stanju (u molekularnom obliku). Za slabe elektrolite uspostavlja se ravnoteža između nedisociranih molekula i jona.

U slabi elektroliti spadaju:

1) anorganske kiseline ( H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, HCNS, HClO, itd.);

2) voda (H 2 O);

3) amonijum hidroksid ( NH 4 OH);

4) većina organskih kiselina

(na primjer, sirćetni CH 3 COOH, mravlji HCOOH);

5) nerastvorljive i slabo rastvorljive soli i hidroksidi nekih metala (vidi tabelu rastvorljivosti).

Proces elektrolitička disocijacija prikazano pomoću hemijskih jednačina. Na primjer, disocijacija hlorovodonične kiseline (HC l ) piše na sljedeći način:

HCl → H + + Cl – .

Baze se disociraju i formiraju metalne katjone i hidroksidne ione. Na primjer, disocijacija KOH

KOH → K + + OH – .

Višebazne kiseline, kao i baze polivalentnih metala, disociraju postepeno. na primjer,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Prva ravnoteža - disocijacija prema prvom koraku - karakterizira konstanta

.

Za drugu fazu disocijacije:

.

U slučaju ugljične kiseline, konstante disocijacije imaju sljedeće vrijednosti: K I = 4,3× 10 –7, K II = 5,6 × 10–11. Za postepenu disocijaciju uvek K I> K II > K III >... , jer energija koja se mora potrošiti da se odvoji jon je minimalna kada se odvoji od neutralnog molekula.

Prosječne (normalne) soli, rastvorljive u vodi, disociraju da formiraju pozitivno nabijene ione metala i negativno nabijene ione kiselinskog ostatka

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Kisele soli (hidrosoli) su elektroliti koji sadrže vodonik u anionu, koji se može odvojiti u obliku vodikovog jona H+. Kisele soli se smatraju proizvodom dobivenim od višebaznih kiselina u kojima nisu svi atomi vodika zamijenjeni metalom. Disocijacija kiselih soli odvija se u fazama, na primjer:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (prva faza)

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Jaki i slabi elektroliti

Materijal u ovom odeljku vam je delimično poznat iz prethodno proučavanih školskih kurseva hemije i iz prethodnog odeljka. Hajde da ukratko pregledamo ono što znate i upoznamo se s novim materijalom.

U prethodnom dijelu raspravljali smo o ponašanju u vodenim otopinama nekih soli i organskih supstanci koje se potpuno razlažu na ione u vodeni rastvor.
Postoji niz jednostavnih, ali nepobitnih dokaza da se neke tvari u vodenim otopinama raspadaju u čestice. Tako vodeni rastvori sumporne H2SO4, azotne HNO3, hlorne HClO4, hlorovodonične (hlorovodonične) HCl, sirćetne CH3COOH i drugih kiselina imaju kiselkast ukus. U formulama kiselina zajednička čestica je atom vodika i može se pretpostaviti da je on (u obliku jona) razlog istog okusa svih ovih tako različitih tvari.
Ioni vodika koji nastaju prilikom disocijacije u vodenom rastvoru daju rastvoru kiselkast ukus, zbog čega se takve supstance nazivaju kiselinama. U prirodi samo joni vodonika imaju kiselkast ukus.

Oni stvaraju takozvanu kiselu (kiselu) sredinu u vodenom rastvoru.

Zapamtite, kada kažete "hlorovodonična kiselina", mislite na gasovito i kristalno stanje ove supstance, ali za vodeni rastvor treba da kažete "otopina hlorovodonika", "hlorovodonična kiselina" ili koristite uobičajeni naziv "hlorovodonična kiselina", iako sastav tvari u bilo kojem stanju izraženom istom formulom - HCl.
Vodeni rastvori litijuma (LiOH), natrijuma (NaOH), kalijuma (KOH), barijuma (Ba(OH)2), kalcijuma (Ca(OH)2) i drugih metalnih hidroksida imaju isti neprijatan gorko-sapunast ukus i izazivaju osećaj klizanja. Očigledno, joni OH – hidroksida uključeni u takva jedinjenja su odgovorni za ovo svojstvo. Hlorovodonična HCl, bromovodična HBr i jodovodična kiselina HI reaguju sa cinkom na isti način, uprkos tome što su različit sastav

, jer u stvarnosti nije kiselina ta koja reaguje sa cinkom:

Zn + 2HCl = ZnSl 2 + H2,

i vodikovi joni:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,
i formiraju se vodonik i joni cinka.

Miješanje nekih otopina soli, na primjer, kalijevog klorida KCl i natrijevog nitrata NaNO 3, nije praćeno primjetnim termičkim efektom, iako nakon isparavanja otopine nastaje mješavina kristala četiriju tvari: originalnih - kalij hlorida i natrijuma. nitrat - i nove - kalijum nitrat KNO 3 i natrijum hlorid NaCl . Može se pretpostaviti da se u otopini dvije početne soli potpuno raspadaju na ione, koji isparavanjem formiraju četiri kristalne tvari:
Proučavanje proizvoda elektrolize omogućava pripisivanje pozitivnih ili negativnih naboja ionima. Očigledno, ako se kiselina, na primjer dušični HNO 3, disocira, recimo, na dva iona i, tokom elektrolize vodene otopine, na katodi (negativno nabijenoj elektrodi) dolazi do oslobađanja vodika, onda, posljedično, postoji pozitivno nabijen vodik jona H + u rastvoru.

Tada jednačinu disocijacije treba napisati na sljedeći način:

NNO 3 = N + + . Elektrolitička disocijacija
– potpuna ili djelomična dezintegracija jedinjenja kada se rastvori u vodi u jone kao rezultat interakcije sa molekulom vode (ili drugim rastvaračem). Elektroliti
– kiseline, baze ili soli, čije vodene otopine provode električnu struju kao rezultat disocijacije. Supstance koje se u vodenom rastvoru ne disociraju na jone i čiji rastvori ne provode električnu struju nazivaju se.
neelektroliti Disocijacija elektrolita je kvantitativno okarakterisana stepen disocijacije – omjer broja “molekula” (formulskih jedinica) raspadnutih na jone prema ukupnom broju “molekula” otopljene tvari. Naznačen je stepen disocijacije grčko pismo
. Na primjer, ako se od svakih 100 “molekula” otopljene tvari 80 disocira u jone, tada je stupanj disocijacije otopljene tvari jednak: = 80/100 = 0,8 ili 80%. Prema svojoj sposobnosti disocijacije (ili, kako kažu, "po snazi"), elektroliti se dijele na, jaka prosjek I slab< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
. Prema stepenu disocijacije, oni sa rastvorima > 30% se smatraju jakim elektrolitima; U slučaju vodenih rastvora jaki elektroliti
1 (> 30%) uključuje sljedeće grupe jedinjenja.
. Mnoge neorganske kiseline, kao što su hlorovodonična HCl, azotna HNO 3, sumporna H 2 SO 4 u razblaženim rastvorima.

Najjača anorganska kiselina je perhlorna HClO 4.

Fluorovodonična kiselina HF otapa staklo, ali to uopće ne ukazuje na njegovu snagu. Ova kiselina koja ne sadrži halogen bez kiseonika je klasifikovana kao kiselina srednje jačine zbog visoke energije H–F veze, sposobnosti HF molekula da se kombinuju (udruže) zbog jakih vodoničnih veza, interakcije F – jona sa HF molekule (vodikove veze) sa stvaranjem jona i drugih složenijih čestica. Kao rezultat toga, koncentracija vodikovih jona u vodenom rastvoru ove kiseline je značajno smanjena, pa se fluorovodonična kiselina smatra srednje jačine.
Vodonik-fluorid reagira sa silicijum-dioksidom, koji je dio stakla, prema jednadžbi:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

Fluorovodoničnu kiselinu ne treba čuvati u staklenim posudama. U tu svrhu koriste se posude od olova, neke plastike i stakla, čiji su zidovi iznutra obloženi debelim slojem parafina.

Ako se za „jetkanje“ stakla koristi plin fluorovodik, površina stakla postaje mat, što se koristi za nanošenje natpisa i raznih dizajna na staklo. „Jetkanje“ stakla vodenim rastvorom fluorovodonične kiseline dovodi do korozije staklene površine koja ostaje prozirna.
Obično je komercijalno dostupna 40% otopina fluorovodonične kiseline.

Snaga kisikovih kiselina istog tipa mijenja se u suprotnom smjeru, na primjer, periodna kiselina HIO 4 je slabija od perhlorne kiseline HClO 4.

Ako element formira nekoliko kisikovih kiselina, tada kiselina u kojoj element koji stvara kiselinu ima najveću valenciju ima najveću snagu. Tako je u nizu kiselina HClO (hipohlorne) – HClO 2 (hlorne) – HClO 3 (hlorne) – HClO 4 (hlorne), potonja najjača.

Jedna zapremina vode rastvara oko dve zapremine hlora. Hlor (oko polovine) reaguje sa vodom:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO.

Hlorovodonična kiselina je jaka u njenoj vodenoj otopini praktički nema molekula HCl.
Ispravnije je jednačinu reakcije napisati na sljedeći način:

2 Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 kJ/mol.

Alkalije su baze koje su rastvorljive u vodi. Tu spadaju i hidroksidi elemenata glavne podgrupe grupe II (zemnoalkalni metali) i amonijum hidroksid (vodeni rastvor amonijaka). Ponekad su alkalije oni hidroksidi koji stvaraju visoku koncentraciju hidroksidnih iona u vodenoj otopini. U zastarjeloj literaturi se među alkalijama mogu naći kalijevi karbonati K 2 CO 3 (potaša) i natrijevi karbonati Na 2 CO 3 (soda), natrijum bikarbonat NaHCO 3 (soda bikarbona), boraks Na 2 B 4 O 7, natrijevi hidrosulfidi NaHS i kalijum KHS et al.

Kalcijum hidroksid Ca(OH) 2 kao jak elektrolit disocira u jednom koraku:

Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH – .

3 . Skoro sve soli. Sol, ako je jak elektrolit, disocira se u jednom koraku, na primjer željezni klorid:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .

U slučaju vodenih rastvora slabi elektroliti ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Voda H 2 O je najvažniji elektrolit.

2 . Neke anorganske i gotovo sve organske kiseline: H 2 S (vodonik sulfid), H 2 SO 3 (sumporna), H 2 CO 3 (ugljena), HCN (cijanovodonična), H 3 PO 4 (fosforna, ortofosforna), H 2 SiO 3 (silicijum), H 3 BO 3 (borna, ortoborna), CH 3 COOH (sirćetna) itd.
Imajte na umu da ugljena kiselina ne postoji u formuli H 2 CO 3. Kada se ugljični dioksid CO 2 otopi u vodi, nastaje njegov hidrat CO 2 H 2 O, koji radi lakšeg izračunavanja zapisujemo kao H 2 CO 3, a jednačina reakcije disocijacije izgleda ovako:

Disocijacija slabe ugljične kiseline odvija se u dvije faze. Nastali bikarbonatni jon se također ponaša kao slab elektrolit.
Ostale polibazne kiseline disociraju na isti način: H 3 PO 4 (fosforna), H 2 SiO 3 (silicijum), H 3 BO 3 (borna). U vodenom rastvoru, disocijacija se praktično dešava tek u prvom koraku. Kako izvršiti disocijaciju u posljednjoj fazi?
3 . Hidroksidi mnogih elemenata, na primjer Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, itd.
Svi ovi hidroksidi disociraju u vodenoj otopini postupno, na primjer željezni hidroksid
Fe(OH) 3:

U vodenoj otopini, disocijacija se događa gotovo isključivo u prvom koraku. Kako pomaknuti ravnotežu prema stvaranju Fe 3+ jona?
Osnovna svojstva hidroksida istog elementa rastu sa smanjenjem valencije elementa. Dakle, osnovna svojstva željeznog dihidroksida Fe(OH) 2 su izraženija od onih trihidroksida Fe(OH) 3. Ova izjava je ekvivalentna činjenici da su kisela svojstva Fe(OH) 3 jača od onih Fe(OH) 2.
4 . Amonijum hidroksid NH 4 OH.
Kada se plin amonijak NH 3 otopi u vodi, dobiva se otopina koja vrlo slabo provodi struju i ima gorak, sapunast okus. Rastvorni medij je bazičan, ili alkalni. Ovo ponašanje amonijaka se objašnjava na sljedeći način. 4 OH, s obzirom da se ovo jedinjenje disocira i formira amonijum jon i hidroksid jon OH –:

NH 4 OH = + OH – .

5 . Neke soli: cink hlorid ZnCl 2, gvožđe tiocijanat Fe(NCS) 3, živin cijanid Hg(CN) 2, itd. Ove soli se postepeno disociraju.

Neki ljudi smatraju da su fosforna kiselina H 3 PO 4 elektroliti srednje snage.