Żelazo mocne lub słabe. Kwasy i zasady

Zanim omówimy właściwości chemiczne zasad i wodorotlenków amfoterycznych, sprecyzujmy, co to jest?

1) Zasady lub wodorotlenki zasadowe obejmują wodorotlenki metali na stopniu utlenienia +1 lub +2, tj. których wzory są zapisane albo jako MeOH albo jako Me(OH)2. Są jednak wyjątki. Tak więc wodorotlenki Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 nie należą do zasad.

2) Amfoteryczne wodorotlenki obejmują wodorotlenki metali na stopniu utlenienia +3, +4, oraz, jako wyjątki, wodorotlenki Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Wodorotlenki metali na stopniu utlenienia +4 nie występują w przypisaniach USE, dlatego nie będą brane pod uwagę.

Właściwości chemiczne zasad

Wszystkie bazy są podzielone na:

Przypomnijmy, że beryl i magnez nie są metalami ziem alkalicznych.

Oprócz tego, że są rozpuszczalne w wodzie, zasady dysocjują również bardzo dobrze w roztworach wodnych, podczas gdy nierozpuszczalne zasady mają niski stopień dysocjacji.

Ta różnica w rozpuszczalności i zdolności do dysocjacji zasad i nierozpuszczalnych wodorotlenków prowadzi z kolei do zauważalnych różnic we właściwościach chemicznych. Tak więc w szczególności zasady są bardziej aktywnymi chemicznie związkami i często są zdolne do wchodzenia w reakcje, w które nie wchodzą nierozpuszczalne zasady.

Reakcja zasad z kwasami

Zasady reagują z absolutnie wszystkimi kwasami, nawet bardzo słabymi i nierozpuszczalnymi. Na przykład:

Nierozpuszczalne zasady reagują z prawie wszystkimi rozpuszczalnymi kwasami, nie reagują z nierozpuszczalnym kwasem krzemowym:

Należy zauważyć, że zarówno mocne, jak i słabe zasady o ogólnym wzorze postaci Me (OH) 2 mogą tworzyć sole zasadowe z brakiem kwasu, na przykład:

Oddziaływanie z tlenkami kwasowymi

Zasady reagują ze wszystkimi tlenkami kwasowymi, tworząc sole i często wodę:

Nierozpuszczalne zasady są w stanie reagować ze wszystkimi wyższymi tlenkami kwasowymi odpowiadającymi stabilnym kwasom, na przykład P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, tworząc średnie sole:

Nierozpuszczalne zasady w postaci Me(OH)2 reagują w obecności wody z dwutlenkiem węgla wyłącznie tworząc sole zasadowe. Na przykład:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Z dwutlenkiem krzemu, ze względu na jego wyjątkową obojętność, reagują tylko najsilniejsze zasady, zasady. W takim przypadku powstają normalne sole. Reakcja nie przebiega z nierozpuszczalnymi zasadami. Na przykład:

Oddziaływanie zasad z amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami

Wszystkie zasady reagują z amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami. Jeśli reakcję prowadzi się przez fuzję amfoterycznego tlenku lub wodorotlenku ze stałą zasadą, taka reakcja prowadzi do powstania soli wolnych od wodoru:

Jeśli stosuje się wodne roztwory zasad, powstają sole hydroksokompleksowe:

W przypadku aluminium pod działaniem nadmiaru stężonych zasad zamiast soli Na powstaje sól Na 3 :

Oddziaływanie zasad z solami

Każda zasada reaguje z dowolną solą tylko wtedy, gdy jednocześnie spełnione są dwa warunki:

1) rozpuszczalność związków wyjściowych;

2) obecność osadu lub gazu wśród produktów reakcji

Na przykład:

Stabilność termiczna podstaw

Wszystkie zasady, z wyjątkiem Ca(OH) 2 , są odporne na ciepło i topią się bez rozkładu.

Wszystkie nierozpuszczalne zasady, jak również słabo rozpuszczalny Ca (OH) 2, rozkładają się po podgrzaniu. Najwyższa temperatura rozkładu wodorotlenku wapnia wynosi około 1000 o C:

Nierozpuszczalne wodorotlenki mają znacznie niższe temperatury rozkładu. I tak np. wodorotlenek miedzi(II) rozkłada się już w temperaturach powyżej 70 o C:

Właściwości chemiczne wodorotlenków amfoterycznych

Oddziaływanie amfoterycznych wodorotlenków z kwasami

Wodorotlenki amfoteryczne reagują z mocnymi kwasami:

Amfoteryczne wodorotlenki metali na stopniu utlenienia +3, tj. typu Me (OH) 3, nie reagują z kwasami takimi jak H 2 S, H 2 SO 3 i H 2 CO 3 ze względu na fakt, że sole, które mogłyby powstać w wyniku takich reakcji ulegają nieodwracalnej hydrolizie do oryginalny amfoteryczny wodorotlenek i odpowiedni kwas:

Oddziaływanie amfoterycznych wodorotlenków z tlenkami kwasowymi

Wodorotlenki amfoteryczne reagują z wyższymi tlenkami, które odpowiadają stabilnym kwasom (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoteryczne wodorotlenki metali na stopniu utlenienia +3, tj. typu Me (OH) 3, nie reagują z tlenkami kwasowymi SO 2 i CO 2.

Oddziaływanie amfoterycznych wodorotlenków z zasadami

Spośród zasad wodorotlenki amfoteryczne reagują tylko z zasadami. W takim przypadku, jeśli stosuje się wodny roztwór zasady, powstają sole hydroksokompleksowe:

A gdy amfoteryczne wodorotlenki są skondensowane ze stałymi zasadami, otrzymuje się ich bezwodne analogi:

Oddziaływanie amfoterycznych wodorotlenków z zasadowymi tlenkami

Wodorotlenki amfoteryczne reagują po stopieniu z tlenkami metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych:

Rozkład termiczny amfoterycznych wodorotlenków

Wszystkie amfoteryczne wodorotlenki są nierozpuszczalne w wodzie i, jak wszystkie nierozpuszczalne wodorotlenki, rozkładają się po podgrzaniu do odpowiedniego tlenku i wody.

Zdefiniowaliśmy hydroliza przypomniałem sobie kilka faktów na temat sole. Teraz omówimy mocne i słabe kwasy i dowiemy się, że „scenariusz” hydrolizy zależy właśnie od tego, który kwas i jaka zasada utworzyła tę sól.

← Hydroliza soli. Część I

Silne i słabe elektrolity

Przypomnę, że wszystkie kwasy i zasady można warunkowo podzielić na mocny I słaby. Silne kwasy (i ogólnie mocne elektrolity) dysocjują prawie całkowicie w roztworze wodnym. Słabe elektrolity w niewielkim stopniu rozkładają się na jony.

Silne kwasy to:

H 2 SO 4 (kwas siarkowy),
HClO 4 (kwas nadchlorowy),
HClO 3 (kwas chlorowy),
HNO 3 (kwas azotowy),
HCl (kwas solny),
HBr (kwas bromowodorowy),
HI (kwas jodowodorowy).

Poniżej znajduje się lista słabych kwasów:

H 2 SO 3 (kwas siarkawy),
H 2 CO 3 (kwas węglowy),
H 2 SiO 3 (kwas krzemowy),
H 3 PO 3 (kwas fosforowy),
H 3 PO 4 (kwas ortofosforowy),
HClO 2 (kwas chlorawy),
HClO (kwas podchlorawy),
HNO 2 (kwas azotawy),
HF (kwas fluorowodorowy),
H 2 S (kwas siarkowodorowy),
większość kwasów organicznych, np. octowy (CH 3 COOH).

Oczywiście nie da się wymienić wszystkich kwasów występujących w przyrodzie. Wymienione są tylko te najbardziej „popularne”. Należy również rozumieć, że podział kwasów na mocne i słabe jest raczej arbitralny.

Sprawy są znacznie prostsze z mocnymi i słabymi podstawami. Możesz skorzystać z tabeli rozpuszczalności. Wszystkie mocne podstawy są rozpuszczalny w wodzie zasadowej, z wyjątkiem NH4OH. Substancje te nazywane są alkaliami (NaOH, KOH, Ca (OH) 2 itp.)

Słabe podstawy to:

wszystkie nierozpuszczalne w wodzie wodorotlenki (np. Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 itd.),
NH4OH (wodorotlenek amonu).

Hydroliza soli. Ogólne fakty

Czytelnikom tego artykułu może się wydawać, że zapomnieliśmy już o głównym temacie rozmowy i poszliśmy gdzieś na bok. To nie jest prawda! Nasza rozmowa o kwasach i zasadach, o mocnych i słabych elektrolitach jest bezpośrednio związana z hydrolizą soli. Teraz będziesz o tym przekonany.

Podam więc podstawowe fakty:

Nie wszystkie sole ulegają hydrolizie. Istnieć hydrolitycznie stabilny związki takie jak chlorek sodu.
Hydroliza soli może być całkowita (nieodwracalna) lub częściowa (odwracalna).
Podczas reakcji hydrolizy powstaje kwas lub zasada, zmienia się kwasowość ośrodka.
Określa się podstawową możliwość hydrolizy, kierunek odpowiadającej reakcji, jej odwracalność lub nieodwracalność moc kwasu I siłą fundacji które tworzą tę sól.
W zależności od mocy odpowiedniego kwasu i ew. zasady, wszystkie sole można podzielić na 4 grupy. Każda z tych grup ma swój własny „scenariusz” hydrolizy.

Przykład 4. Sól NaNO 3 składa się z mocnego kwasu (HNO 3) i mocnej zasady (NaOH). Hydroliza nie zachodzi, nie powstają żadne nowe związki, kwasowość podłoża nie ulega zmianie.

Przykład 5. Sól NiSO 4 jest tworzona przez mocny kwas (H 2 SO 4) i słabą zasadę (Ni (OH) 2). Hydroliza zachodzi na kationie, podczas reakcji powstaje kwas i sól zasadowa.

Przykład 6. Węglan potasu powstaje ze słabego kwasu (H 2 CO 3) i mocnej zasady (KOH). Hydroliza anionów, tworzenie soli alkalicznych i kwaśnych. Roztwór alkaliczny.

Przykład 7. Siarczek glinu jest tworzony przez słaby kwas (H 2 S) i słabą zasadę (Al (OH) 3). Hydroliza zachodzi zarówno na kationie, jak i na anionie. nieodwracalna reakcja. W trakcie procesu powstaje H2S i wodorotlenek glinu. Kwasowość środowiska nieznacznie się zmienia.

Spróbuj sam:

Ćwiczenie 2. Jakiego typu są sole: FeCl 3 , Na 3 PO 3 , KBr, NH 4 NO 2 ? Czy te sole ulegają hydrolizie? Kation czy anion? Co powstaje podczas reakcji? Jak zmienia się kwasowość środowiska? Równań reakcji nie można jeszcze zapisać.

Pozostaje nam omówić kolejno 4 grupy soli i podać konkretny „scenariusz” hydrolizy dla każdej z nich. W kolejnej części zaczniemy od soli powstałych ze słabej zasady i mocnego kwasu.

Aby zrozumieć, jak przebiega hydroliza soli w ich roztworach wodnych, najpierw podajemy definicję tego procesu.

Definicja i cechy hydrolizy

Proces ten polega na chemicznym oddziaływaniu jonów wody z jonami soli, w wyniku czego powstaje słaba zasada (lub kwas), a także zmienia się reakcja ośrodka. Dowolną sól można przedstawić jako produkt reakcji chemicznej zasady i kwasu. W zależności od ich siły istnieje kilka opcji przebiegu procesu.

Rodzaje hydrolizy

W chemii rozważa się trzy rodzaje reakcji między kationami soli i wody. Każdy proces odbywa się ze zmianą pH podłoża, dlatego oczekuje się użycia różnych rodzajów wskaźników do określenia wartości pH. Na przykład fioletowy lakmus jest używany do reakcji kwasowej, fenoloftaleina jest odpowiednia do reakcji alkalicznej. Przeanalizujmy bardziej szczegółowo cechy każdego wariantu hydrolizy. Mocne i słabe zasady można określić z tabeli rozpuszczalności, a moc kwasów z tabeli.

Hydroliza przez kation

Jako przykład takiej soli rozważ chlorek żelazowy (2). Wodorotlenek żelaza(2) jest słabą zasadą, podczas gdy kwas solny jest mocną zasadą. W procesie interakcji z wodą (hydroliza) dochodzi do tworzenia soli zasadowej (chlorowodorku żelaza 2), a także powstaje kwas solny. W roztworze pojawia się środowisko kwaśne, które można określić za pomocą niebieskiego lakmusa (pH poniżej 7). W tym przypadku sama hydroliza przebiega przez kation, ponieważ stosuje się słabą zasadę.

Podajmy jeszcze jeden przykład postępowania hydrolizy w opisanym przypadku. Rozważ sól chlorku magnezu. Wodorotlenek magnezu jest słabą zasadą, podczas gdy kwas solny jest mocną zasadą. W procesie interakcji z cząsteczkami wody chlorek magnezu zamienia się w sól zasadową (chlorowodorek). Wodorotlenek magnezu, którego wzór ogólny to M(OH) 2 , jest słabo rozpuszczalny w wodzie, ale mocny kwas solny powoduje, że roztwór jest kwaśny.

Hydroliza anionów

Kolejny wariant hydrolizy jest typowy dla soli, którą tworzą mocna zasada (zasada) i słaby kwas. Jako przykład w tym przypadku rozważ węglan sodu.

Ta sól zawiera mocną zasadę sodową i słaby kwas węglowy. Oddziaływanie z cząsteczkami wody przebiega z utworzeniem kwaśnej soli - wodorowęglanu sodu, czyli hydroliza zachodzi wzdłuż anionu. Ponadto powstaje roztwór, który nadaje roztworowi środowisko alkaliczne.

Podajmy inny przykład dla tego przypadku. Siarczyn potasu jest solą, którą tworzy silna zasada - kaustyczny potas, jak i słaba.W procesie oddziaływania z wodą (podczas hydrolizy) powstaje podsiarczyn potasu (sól kwaśna) i wodorotlenek potasu (zasady). Środowisko w roztworze będzie zasadowe, co można potwierdzić za pomocą fenoloftaleiny.

Całkowita hydroliza

Sól słabego kwasu i słabej zasady ulega całkowitej hydrolizie. Spróbujmy dowiedzieć się, jaka jest jego osobliwość i jakie produkty powstaną w wyniku tej reakcji chemicznej.

Przeanalizujmy hydrolizę słabej zasady i słabego kwasu na przykładzie siarczku glinu. Sól ta jest tworzona przez wodorotlenek glinu, który jest słabą zasadą, a także słabym kwasem siarkowym. Podczas interakcji z wodą obserwuje się całkowitą hydrolizę, w wyniku której powstaje gazowy siarkowodór, a także wodorotlenek glinu w postaci osadu. Taka interakcja zachodzi zarówno w kationie, jak iw anionie, dlatego tę opcję hydrolizy uważa się za kompletną.

Jako przykład oddziaływania tego typu soli z wodą można również przytoczyć siarczek magnezu. Ta sól zawiera wodorotlenek magnezu, jej wzór to Mg (OH) 2. Jest słabą zasadą, nierozpuszczalną w wodzie. Ponadto w siarczku magnezu znajduje się kwas wodorosiarczkowy, który jest słaby. Podczas interakcji z wodą zachodzi całkowita hydroliza (zgodnie z kationem i anionem), w wyniku której powstaje wodorotlenek magnezu w postaci osadu, a siarkowodór jest również uwalniany w postaci gazu.

Jeśli weźmiemy pod uwagę hydrolizę soli, która jest tworzona przez mocny kwas i mocną zasadę, należy zauważyć, że nie zachodzi. Medium w roztworach soli, takich jak chlorek potasu, pozostaje obojętne.

Wniosek

Silne i słabe zasady, kwasy tworzące sole, wpływają na wynik hydrolizy, reakcję ośrodka w powstałym roztworze. Podobne procesy mają charakter powszechny.

Hydroliza ma szczególne znaczenie w przemianach chemicznych skorupy ziemskiej. Zawiera siarczki metali, które są słabo rozpuszczalne w wodzie. W miarę ich hydrolizy powstaje siarkowodór, jego uwalnianie w procesie aktywności wulkanicznej na powierzchnię ziemi.

Skały krzemianowe przekształcone w wodorotlenki powodują stopniowe niszczenie skał. Na przykład minerał taki jak malachit jest produktem hydrolizy węglanów miedzi.

Intensywny proces hydrolizy zachodzi również w oceanach. a wapń, który jest przeprowadzany przez wodę, ma lekko zasadowe środowisko. W takich warunkach proces fotosyntezy w roślinach morskich przebiega dobrze, a organizmy morskie rozwijają się intensywniej.

Olejek zawiera zanieczyszczenia wody oraz sole wapnia i magnezu. W procesie ogrzewania oleju wchodzą w interakcje z parą wodną. Podczas hydrolizy powstaje chlorowodór, którego oddziaływanie z metalem powoduje zniszczenie sprzętu.

Hydroliza soli” - Kształtowanie idei chemii jako siły produkcyjnej społeczeństwa. Kwas octowy CH3COOH jest najstarszym z kwasów organicznych. W kwasach - grupy karboksylowe, ale wszystkie kwasy tutaj są słabe.

Wszystkie kwasy, ich właściwości i zasady dzielą się na mocne i słabe. Na przykład nie można zrobić stężonego roztworu słabego kwasu lub rozcieńczonego roztworu mocnej zasady. Nasza woda w tym przypadku pełni rolę zasady, ponieważ otrzymuje proton z kwasu solnego. Kwasy, które całkowicie dysocjują w roztworach wodnych, nazywane są mocnymi kwasami.

W przypadku tlenków uwodnionych z nieskończoną liczbą cząsteczek wody, na przykład Tl2O3 n H2O, niedopuszczalne jest pisanie formuł takich jak Tl(OH)3. Nie zaleca się również nazywania takich związków wodorotlenkami.

W przypadku zasad można określić ilościowo ich siłę, czyli zdolność do oddzielenia protonu od kwasu. Wszystkie bazy to bryły o różnych kolorach. Uwaga! Zasady są bardzo żrącymi substancjami. W przypadku kontaktu ze skórą roztwory alkaliczne powodują ciężkie, długo gojące się oparzenia, a w przypadku dostania się do oczu mogą spowodować ślepotę. Podczas prażenia minerałów kobaltu zawierających arsen uwalniany jest lotny toksyczny tlenek arsenu.

Te właściwości cząsteczki wody są już Tobie znane. II) i roztworem kwasu octowego. HNO2) - tylko jeden proton.

Wszystkie bazy to bryły o różnych kolorach. 1. Działają na podstawie wskaźników. Wskaźniki zmieniają swój kolor w zależności od interakcji z różnymi chemikaliami. Podczas interakcji z zasadami zmieniają kolor: wskaźnik pomarańczy metylowej zmienia kolor na żółty, wskaźnik lakmusowy zmienia kolor na niebieski, a fenoloftaleina zmienia kolor na fuksję.

Chłodzić pojemniki, np. umieszczając je w naczyniu wypełnionym lodem. Trzy roztwory pozostaną klarowne, a czwarty szybko zmętnieje, zacznie wypadać biały osad. To tutaj znajduje się sól baru. Odłóż ten pojemnik na bok. Węglan baru można szybko określić w inny sposób. Jest to dość łatwe do wykonania, wszystko czego potrzebujesz to porcelanowe parownice i lampa spirytusowa. Jeśli jest to sól litowa, kolor będzie jasnoczerwony. Nawiasem mówiąc, gdyby sól baru była testowana w ten sam sposób, kolor płomienia powinien być zielony.

Elektrolit to substancja, która w stanie stałym jest dielektrykiem, to znaczy nie przewodzi prądu elektrycznego, natomiast w postaci rozpuszczonej lub stopionej staje się przewodnikiem. Pamiętaj, że stopień dysocjacji i odpowiednio wytrzymałość elektrolitu zależą od wielu czynników: charakteru samego elektrolitu, rozpuszczalnika i temperatury. Dlatego sam ten podział jest do pewnego stopnia warunkowy. W końcu ta sama substancja może w różnych warunkach być zarówno silnym, jak i słabym elektrolitem.

Hydroliza nie zachodzi, nie powstają żadne nowe związki, kwasowość podłoża nie ulega zmianie. Jak zmienia się kwasowość środowiska? Równań reakcji nie można jeszcze zapisać. Pozostaje nam omówić kolejno 4 grupy soli i dla każdej z nich podać konkretny „scenariusz” hydrolizy. W kolejnej części zaczniemy od soli powstałych ze słabej zasady i mocnego kwasu.

Po przeczytaniu artykułu będziesz w stanie rozdzielić substancje na sole, kwasy i zasady. Roztwór H, jakie są ogólne właściwości kwasów i zasad. Jeśli mają na myśli definicję kwasu Lewisa, to w tekście taki kwas nazywa się kwasem Lewisa.

Im niższa ta wartość, tym silniejszy kwas. Silny lub słaby - jest to potrzebne w podręczniku doktora. oglądaj, ale klasykę musisz znać. Silne kwasy to kwasy, które mogą wypierać z soli anion innego kwasu.

ELEKTROLITY Substancje, których roztwory lub stopione przewodzą prąd.

NIEELEKTROLITY Substancje, których roztwory lub stopione substancje nie przewodzą elektryczności.

Dysocjacja- rozkład związków na jony.

Stopień dysocjacji to stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych na jony do całkowitej liczby cząsteczek w roztworze.

MOCNE ELEKTROLITY po rozpuszczeniu w wodzie prawie całkowicie dysocjują na jony.

Pisząc równania dysocjacji silnych elektrolitów postaw znak równości.

Silne elektrolity to:

Sole rozpuszczalne ( patrz tabela rozpuszczalności);

Wiele kwasów nieorganicznych: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Wyglądać elektrolity mocne kwasowo w tabeli rozpuszczalności);

Zasady metali alkalicznych (LiOH, NaOH, KOH) i ziem alkalicznych (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) ( zobacz mocne zasady elektrolitowe w tabeli rozpuszczalności).

SŁABE ELEKTROLITY w roztworach wodnych tylko częściowo (odwracalnie) dysocjuje na jony.

Pisząc równania dysocjacji dla słabych elektrolitów stawia się znak odwracalności.

Słabe elektrolity to:

Prawie wszystkie kwasy organiczne i woda (H 2 O);

Niektóre kwasy nieorganiczne: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Wyglądać kwasowo-słabe elektrolity w tabeli rozpuszczalności);

Nierozpuszczalne wodorotlenki metali (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( zobacz bazyCsłabe elektrolity w tabeli rozpuszczalności).

Na stopień dysocjacji elektrolitycznej wpływa szereg czynników:

charakter rozpuszczalnika i elektrolit: silne elektrolity to substancje o silnie polarnych wiązaniach jonowych i kowalencyjnych; dobra zdolność jonizacyjna, tj. zdolność do powodowania dysocjacji substancji, mają rozpuszczalniki o wysokiej stałej dielektrycznej, których cząsteczki są polarne (na przykład woda);

temperatura: ponieważ dysocjacja jest procesem endotermicznym, wzrost temperatury zwiększa wartość α;

stężenie: gdy roztwór jest rozcieńczany, stopień dysocjacji wzrasta, a wraz ze wzrostem stężenia maleje;

etap procesu dysocjacji: każdy kolejny etap jest mniej skuteczny niż poprzedni, około 1000–10 000 razy; np. dla kwasu fosforowego α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (pierwszy stopień, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (drugi etap, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (trzeci etap, α 3).

Z tego powodu w roztworze tego kwasu stężenie jonów wodorowych jest największe, a jonów fosforanowych PO3−4 najmniejsze.

1. Rozpuszczalność i stopień dysocjacji substancji nie są ze sobą powiązane. Na przykład słabym elektrolitem jest kwas octowy, który jest wysoce (nieograniczony) rozpuszczalny w wodzie.

2. Roztwór słabego elektrolitu zawiera mniej niż inne jony, które powstają na ostatnim etapie dysocjacji elektrolitycznej

Na stopień dysocjacji elektrolitycznej ma również wpływ dodatek innych elektrolitów: np. stopień dysocjacji kwasu mrówkowego

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

zmniejsza się po dodaniu do roztworu niewielkiej ilości mrówczanu sodu. Ta sól dysocjuje tworząc jony mrówczanowe HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

W efekcie wzrasta stężenie jonów HCOO– w roztworze, a zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost stężenia jonów mrówczanowych przesuwa równowagę procesu dysocjacji kwasu mrówkowego w lewo, tj. zmniejsza się stopień dysocjacji.

Prawo rozcieńczenia Ostwalda- stosunek wyrażający zależność równoważnego przewodnictwa elektrycznego rozcieńczonego roztworu binarnego słabego elektrolitu od stężenia roztworu:

Tutaj jest stała dysocjacji elektrolitu, jest stężeniem i są wartościami równoważnego przewodnictwa elektrycznego odpowiednio przy stężeniu i przy nieskończonym rozcieńczeniu. Stosunek jest konsekwencją prawa masowego działania i równości

gdzie jest stopień dysocjacji.

Prawo rozwodnienia Ostwalda zostało opracowane przez W. Ostwalda w 1888 r. i potwierdzone przez niego eksperymentalnie. Eksperymentalne ustalenie poprawności prawa rozcieńczenia Ostwalda miało ogromne znaczenie dla uzasadnienia teorii dysocjacji elektrolitycznej.

Dysocjacja elektrolityczna wody. Wskaźnik wodoru pH Woda jest słabym amfoterycznym elektrolitem: H2O H+ + OH- lub, dokładniej: 2H2O \u003d H3O + + OH- Stała dysocjacji wody w 25 ° C wynosi: można ją uznać za stałą i równą 55,55 mol / l (gęstość wody 1000 g / l, masa 1 l 1000 g, ilość substancji wodnej 1000 g: 18 g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55,55 mol/l). Następnie wartość ta jest stała w danej temperaturze (25 ° C), nazywana jest iloczynem jonowym wody KW: Dysocjacja wody jest procesem endotermicznym, a więc wraz ze wzrostem temperatury, zgodnie z zasadą Le Chateliera, dysocjacja wzrasta, produkt jonowy wzrasta i osiąga wartość 10-13 w 100°C. W czystej wodzie o temperaturze 25°C stężenia jonów wodorowych i hydroksylowych są sobie równe: = = 10-7 mol/l Roztwory, w których stężenia jonów wodorowych i hydroksylowych są sobie równe, nazywamy obojętnymi. Jeśli do czystej wody zostanie dodany kwas, stężenie jonów wodorowych wzrośnie i przekroczy 10-7 mol/l, środowisko stanie się kwaśne, natomiast stężenie jonów hydroksylowych zmieni się natychmiast tak, że produkt jonowy wody zachowa swoje wartość 10-14. To samo stanie się, gdy do czystej wody doda się alkalia. Stężenia jonów wodorowych i hydroksylowych są ze sobą powiązane poprzez produkt jonowy, dlatego znając stężenie jednego z jonów, łatwo obliczyć stężenie drugiego. Na przykład, jeśli = 10-3 mol/l, to = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, lub jeśli = 10-2 mol/l, to = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Zatem stężenie jonów wodorowych lub hydroksylowych może służyć jako ilościowa charakterystyka kwasowości lub zasadowości środowiska. W praktyce nie stosuje się stężeń jonów wodorowych lub hydroksylowych, ale wskaźniki pH wodoru lub hydroksylowego pOH. Wskaźnik wodorowy pH jest równy ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu stężenia jonów wodorowych: pH = - lg Wskaźnik hydroksylowy pOH jest równy ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu stężenia jonów hydroksylowych: pOH = - lg Łatwo to wykazać za pomocą wymawiając produkt jonowy wody o pH + pOH = 14 środowisko jest obojętne, jeśli mniej niż 7 - kwaśne, a im niższe pH, tym wyższe stężenie jonów wodorowych. pH większe niż 7 - środowisko alkaliczne, im wyższe pH, tym wyższe stężenie jonów hydroksylowych.