Сильны і слабкі електроліти
Електроліти класифікують на сильні й слабкі за ступенем їхньої дисоціації. Якщо α = 1 (або 100 %), то електроліт повністю розпадається на йони. Такі електроліти називають сильними. До таких електролітів належать луги, майже всі солі та значна кількість кислот.
Електроліти, які дисоціюють частково, вважають слабкими. Ступінь їх дисоціації менше 1 %. До слабких електролітів відносяться деякі неорганічні кислоти (Н2СО3, Н2S, Н2SО3, НNО2), майже всі органічні кислоти та значна кількість основ, крім лугів.
Ступінь електролітичної дисоціації залежить: від природи розчинника, природи розчинюваної речовини, температури й концентрації розчину.
Реакція іонного обміну в розчинах
Електроліти класифікують на сильні й слабкі за ступенем їхньої дисоціації. Якщо α = 1 (або 100 %), то електроліт повністю розпадається на йони. Такі електроліти називають сильними. До таких електролітів належать луги, майже всі солі та значна кількість кислот.
Електроліти, які дисоціюють частково, вважають слабкими. Ступінь їх дисоціації менше 1 %. До слабких електролітів відносяться деякі неорганічні кислоти (Н2СО3, Н2S, Н2SО3, НNО2), майже всі органічні кислоти та значна кількість основ, крім лугів.
Ступінь електролітичної дисоціації залежить: від природи розчинника, природи розчинюваної речовини, температури й концентрації розчину.
Розрах рН сильних та слабких кислот
ВИЗНАЧЕННЯ рН РОЗЧИНІВ СИЛЬНИХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ
Вважають, що ступінь дисоціації сильних електролітів дорівнює одиниці. Тоді, при
дисоціації кожної молекули кислоти утворюється кількість йонів Гідрогену, що дорівнює
основності кислоти, а загалом
[H+] = Z · C
где Z — число еквівалентності кислоти (фактично — її основність) С — молярна концентрація розчину кислоти.
Очевидно, що в розчинах сильних кислот концентрація йонів Гідрогену дорівнюватиме нормальності розчину. Подібним чином, для розчинів лугів
[ОH- ] = Z · C
де Z — число еквівалентності основи (фактично — її кислотність)
С — молярна концентрація розчину лугу.
Очевидно, що в розчинах лугів концентрація гідроксид-йонів дорівнюватиме
нормальності розчину.
ВИЗНАЧЕННЯ рН РОЗЧИНІВ СЛАБКИХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ
Для слабких електролітів дисоціація відбувається лише за першим ступенем.
Концентрацію Гідроген - іонів для розчинів слабких кислот можна знайти за виразом
[H+] = a · C
де a - ступінь дисоціації кислоти, С — молярна концентрація кислоти у розчині.
Концентрацію водневих іонів для розчинів слабких основ можна знайти за
виразом
[ОH-] = a · Cb
де a - ступінь дисоціації основи , С — молярна концентрація основи у розчині.
Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).
Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:
1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):
CO32− + H2O = HCO3− + OH−
Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH
(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):
Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+
CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl
(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:
2Al3+ + 3S2− + 6Н2О = 2Al(OH)3(осадок) + ЗН2S(газ)
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).
Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. См. также Электролитическая диссоциация.