За да разберем как протича хидролизата на солите в техните водни разтвори, първо даваме определение на този процес.
Определение и характеристики на хидролизата
Този процес включва химическото действие на водните йони със солните йони, което води до образуването на слаба основа (или киселина), а също така променя реакцията на средата. Всяка сол може да бъде представена като продукт на химичното взаимодействие на основа и киселина. В зависимост от силата им има няколко варианта на процеса.
Видове хидролиза
В химията се разглеждат три вида реакции между солни и водни катиони. Всеки процес се извършва с промяна на pH на околната среда, така че се предполага, че се използват различни видове индикатори за определяне на стойността на pH. Например, виолетовият лакмус се използва за кисела среда; фенолфталеинът е подходящ за алкална реакция. Нека анализираме по-подробно характеристиките на всяка опция за хидролиза. Силните и слабите основи могат да се определят от таблицата за разтворимост, а силата на киселините се определя от таблицата.
Хидролиза чрез катиони
Като пример за такава сол, помислете за железен хлорид (2). Железният (2) хидроксид е слаба основа, докато солната киселина е силна основа. В процеса на взаимодействие с вода (хидролиза) се образува основна сол (железен хидроксихлорид 2) и се образува солна киселина. В разтвора се появява киселинна среда, която може да се определи с помощта на син лакмус (рН по-малко от 7). В този случай самата хидролиза протича през катиона, тъй като се използва слаба основа.
Нека дадем друг пример за възникването на хидролиза за описания случай. Помислете за солта магнезиев хлорид. Магнезиевият хидроксид е слаба основа, докато солната киселина е силна основа. В процеса на взаимодействие с водните молекули магнезиевият хлорид се превръща в основна сол (хидроксихлорид). Магнезиевият хидроксид, чиято обща формула е представена като M(OH) 2, е слабо разтворим във вода, но силната солна киселина придава на разтвора кисела среда.
Хидролиза чрез анион
Следващата версия на хидролиза е типична за сол, която се образува от силна основа (алкал) и слаба киселина. Като пример за този случай, помислете за натриев карбонат.
Тази сол съдържа силна натриева основа, както и слаба въглена киселина. Взаимодействието с водните молекули става с образуването на кисела сол - натриев бикарбонат, т.е. хидролизата настъпва при аниона. Освен това се образува разтвор, който придава на разтвора алкална среда.
Нека да дадем друг пример за този случай. Калиевият сулфит е сол, която се образува от силна основа - разяждащ калий, както и от слаба. В процеса на взаимодействие с вода (хидролиза) се образува калиев хидросулфит (киселинна сол) и калиев хидроксид (алкал). . Разтворът ще бъде алкален, което може да се потвърди с помощта на фенолфталеин.
Пълна хидролиза
Солта на слаба киселина и слаба основа претърпява пълна хидролиза. Нека се опитаме да разберем какво е особеното в него и какви продукти ще се образуват в резултат на тази химическа реакция.
Нека анализираме хидролизата на слаба основа и слаба киселина, използвайки примера на алуминиев сулфид. Тази сол се образува от алуминиев хидроксид, който е слаба основа, както и слаба хидросулфидна киселина. При взаимодействие с вода се наблюдава пълна хидролиза, в резултат на което се образува газообразен сероводород, както и алуминиев хидроксид под формата на утайка. Това взаимодействие се осъществява както чрез катиона, така и чрез аниона, така че тази версия на хидролиза се счита за завършена.
Също така, като пример за взаимодействието на този вид сол с вода, може да се посочи магнезиев сулфид. Тази сол съдържа магнезиев хидроксид, формулата му е Mg(OH)2. Той е слаба основа и е неразтворим във вода. В допълнение, вътре в магнезиевия сулфид има сероводородна киселина, която е слаба. При взаимодействие с вода настъпва пълна хидролиза (чрез катион и анион), в резултат на което се образува магнезиев хидроксид под формата на утайка, а сероводородът също се отделя като газ.
Ако разгледаме хидролизата на сол, която се образува от силна киселина и силна основа, трябва да се отбележи, че това не се случва. Средата в разтвори на соли като калиев хлорид остава неутрална.
Заключение
Силни и слаби основи, киселини, които образуват соли, влияят върху резултата от хидролизата и реакцията на средата в получения разтвор. Подобни процеси са широко разпространени в природата.
Хидролизата е от особено значение при химическата трансформация на земната кора. Съдържа метални сулфиди, които са слабо разтворими във вода. Докато се хидролизират, сероводородът се образува и освобождава по време на вулканична дейност на повърхността на земята.
Когато силикатните скали се трансформират в хидроксиди, те причиняват постепенно разрушаване на скалите. Например, минерал като малахит е продукт на хидролизата на медни карбонати.
Интензивен процес на хидролиза протича и в Световния океан. и калцият, които се отнасят от водата, имат леко алкална среда. В такива условия процесът на фотосинтеза в морските растения протича добре и морските организми се развиват по-интензивно.
Маслото съдържа примеси на вода и калциеви и магнезиеви соли. В процеса на нагряване на масло те взаимодействат с водни пари. По време на хидролизата се образува хлороводород, който при взаимодействие с метал разрушава оборудването.
След като прочетете статията, ще можете да разделяте веществата на соли, киселини и основи. Статията описва какво е pH на разтвора и какви общи свойства имат киселините и основите.
С прости думи, киселина е всичко с Н, а основа е всичко с ОН. НО! Не винаги. За да различите киселина от основа, трябва да ги... запомните! Съжалявам. За да направят живота поне по някакъв начин по-лесен, трима от нашите приятели, Арениус, Брьонстед и Лоури, излязоха с две теории, наречени на тяхно име.
Подобно на металите и неметалите, киселините и основите са разделение на вещества въз основа на подобни свойства. Първата теория за киселините и основите принадлежи на шведския учен Арениус. Киселината на Арениус е клас вещества, които при реакция с вода се дисоциират (разпадат), образувайки водороден катион Н +. Базите на Арениус във воден разтвор образуват ОН - аниони. Следващата теория е предложена през 1923 г. от учените Бронстед и Лоури. Теорията на Brønsted-Lowry дефинира киселините като вещества, способни да отдадат протон в реакция (водороден катион се нарича протон в реакции). Базите, съответно, са вещества, които могат да приемат протон в реакция. Актуалната в момента теория е теорията на Луис.
Теорията на Луис дефинира киселините като молекули или йони, способни да приемат електронни двойки, като по този начин образуват адукти на Луис (адуктът е съединение, образувано чрез комбиниране на два реагента без образуване на странични продукти).
В неорганичната химия, като правило, под киселина имаме предвид киселина на Бронстед-Лоури, тоест вещества, способни да дарят протон. Ако имат предвид определението за киселина на Люис, тогава в текста такава киселина се нарича киселина на Люис. Тези правила се отнасят за киселини и основи.
Дисоциацията е процес на разлагане на вещество на йони в разтвори или стопилки. Например, дисоциацията на солна киселина е разлагането на HCl на H + и Cl -.
Свойства на киселини и основи
Базите са склонни да се чувстват сапунени на допир, докато киселините обикновено имат кисел вкус.
Когато една основа реагира с много катиони, се образува утайка. Когато киселината реагира с аниони, обикновено се отделя газ.
Често използвани киселини:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3
Често използвани основи:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −
Силни и слаби киселини и основи
Силни киселини
Такива киселини, които напълно се дисоциират във вода, произвеждайки водородни катиони Н + и аниони.
Пример за силна киселина е солната киселина HCl:
HCl (разтвор) + H 2 O (l) → H 3 O + (разтвор) + Cl - (разтвор)
Примери за силни киселини: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
- Списък на силни киселини
- HCl - солна киселина
- HBr - бромоводород
- HI - йодид
- HNO 3 - азотна киселина
- HClO 4 - перхлорна киселина
H 2 SO 4 - сярна киселина
Слаби киселини
Само частично разтворен във вода, например HF:
= < 0,01M для вещества 0,1М
HF (разтвор) + H2O (l) → H3O + (разтвор) + F - (разтвор) - при такава реакция повече от 90% от киселината не се дисоциира:
Силните и слабите киселини могат да бъдат разграничени чрез измерване на проводимостта на разтворите: проводимостта зависи от броя на йоните, колкото по-силна е киселината, толкова по-дисоциирана е, следователно, колкото по-силна е киселината, толкова по-висока е проводимостта.
- Списък на слабите киселини
- HF флуороводород
- H 3 PO 4 фосфорна
- H 2 SO 3 сярна
- H 2 S сероводород
- H 2 CO 3 въглища
H 2 SiO 3 силиций
Силни основания
Силните основи се дисоциират напълно във вода:
NaOH (разтвор) + H 2 O ↔ NH 4
Силните основи включват метални хидроксиди от първа (алкали, алкални метали) и втора (алкалотерени, алкалоземни метали) групи.
- Списък на силни бази
- NaOH натриев хидроксид (сода каустик)
- KOH калиев хидроксид (каустик поташ)
- LiOH литиев хидроксид
- Ba(OH) 2 бариев хидроксид
Ca(OH) 2 калциев хидроксид (гасена вар)
Слаби основи
При обратима реакция в присъствието на вода образува ОН - йони:
NH 3 (разтвор) + H 2 O ↔ NH + 4 (разтвор) + OH - (разтвор)
Повечето слаби основи са аниони:
F - (разтвор) + H 2 O ↔ HF (разтвор) + OH - (разтвор)
- Списък на слабите бази
- Mg(OH) 2 магнезиев хидроксид
- Fe(OH) 2 железен(II) хидроксид
- Zn(OH) 2 цинков хидроксид
- NH4OH амониев хидроксид
Fe(OH) 3 железен(III) хидроксид
Реакции на киселини и основи
Тази реакция се нарича неутрализация: когато количеството на реагентите е достатъчно, за да дисоциира напълно киселината и основата, полученият разтвор ще бъде неутрален.
Пример:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Слаба основа и слаба киселина
Общ тип реакция:
Слаба основа (разтвор) + H 2 O ↔ Слаба киселина (разтвор) + OH - (разтвор)
Силна основа и слаба киселина
Базата се дисоциира напълно, киселината се дисоциира частично, полученият разтвор има слаби свойства на основа:
HX (разтвор) + OH - (разтвор) ↔ H 2 O + X - (разтвор)
Силна киселина и слаба основа
Киселината се дисоциира напълно, основата не се дисоциира напълно:
Дисоциация на водата
Дисоциацията е разпадането на веществото на съставните му молекули. Свойствата на киселина или основа зависят от равновесието, което присъства във водата:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (разтвор) + OH - (разтвор)
K c = / 2
Равновесната константа на водата при t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, важи и следното равенство: = 10 -14, което се нарича константа на дисоциация на водата. За чиста вода = = 10 -7, следователно -lg = 7,0.
Тази стойност (-lg) се нарича pH - водороден потенциал. Ако pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, тогава веществото има основни свойства.
Методи за определяне на pH
Инструментален метод
Специално устройство, pH метър, е устройство, което трансформира концентрацията на протони в разтвор в електрически сигнал.
Индикатори
Вещество, което променя цвета си в определен диапазон на рН в зависимост от киселинността на разтвора, като използвате няколко индикатора, можете да постигнете доста точен резултат.
сол
Солта е йонно съединение, образувано от катион, различен от H+, и анион, различен от O2-.
В слаб воден разтвор солите напълно се дисоциират.Да се определят киселинно-алкалните свойства на разтвор на сол
, е необходимо да се определи кои йони присъстват в разтвора и да се вземат предвид техните свойства: неутралните йони, образувани от силни киселини и основи, не влияят на pH: те не отделят нито H +, нито OH - йони във водата. Например Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.
Анионите, образувани от слаби киселини, проявяват алкални свойства (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3); катиони с алкални свойства не съществуват.
Всички катиони, с изключение на металите от първа и втора група, имат киселинни свойства.
Буферен разтвор
- Разтворите, които поддържат pH, когато се добави малко количество силна киселина или силна основа, се състоят главно от:
- Смес от слаба киселина, съответната й сол и слаба основа
За да се приготви буферен разтвор с определена киселинност, е необходимо да се смеси слаба киселина или основа с подходяща сол, като се вземат предвид:
- pH диапазон, в който буферният разтвор ще бъде ефективен
- Капацитет на разтвора - количеството силна киселина или силна основа, което може да се добави, без да се повлияе на pH на разтвора
- Не трябва да има нежелани реакции, които биха могли да променят състава на разтвора
тест:
Всички киселини, техните свойства и основи са разделени на силни и слаби. Но не смейте да бъркате понятия като „силна киселина“ или „силна основа“ с тяхната концентрация. Например, не можете да направите концентриран разтвор на слаба киселина или разреден разтвор на силна основа. Например солната киселина, когато се разтвори във вода, дава на всяка от двете водни молекули един от своите протони.
Когато протича химическа реакция в хидрониевия йон, водородният йон се свързва много здраво с водната молекула. Самата реакция ще продължи до пълното изчерпване на реагентите. Нашата вода в този случай играе ролята на основа, тъй като получава протон от солна киселина. Киселините, които се дисоциират напълно във водни разтвори, се наричат силни.
Когато знаем началната концентрация на силна киселина, тогава в този случай не е трудно да се изчисли концентрацията на хидрониеви йони и хлоридни йони в разтвора. Например, ако вземете и разтворите 0,2 mol газообразна солна киселина в 1 литър вода, концентрацията на йони след дисоциация ще бъде точно същата.
Примери за силни киселини:
1)
HCl - солна киселина;
2)
HBr - бромоводород;
3)
HI—йодоводород;
4)
HNO3 - азотна киселина;
5)
HClO4 - перхлорна киселина;
6)
H2SO4 е сярна киселина.
Всички известни киселини (с изключение на сярната киселина) са представени в списъка по-горе и са монопротични, тъй като техните атоми даряват по един протон; Молекулите на сярната киселина могат лесно да отдадат два от своите протони, поради което сярната киселина е дипротична.
Силните основи включват електролити; те напълно се дисоциират във водни разтвори, за да образуват хидроксиден йон.
Подобно на киселините, изчисляването на концентрацията на хидроксидния йон е много лесно, ако знаете първоначалната концентрация на разтвора. Например, разтвор на NaOH с концентрация 2 mol/L се дисоциира в същата концентрация йони.
Слаби киселини. Основи и свойства
Що се отнася до слабите киселини, те не се дисоциират напълно, тоест частично. Много е лесно да се разграничат силни и слаби киселини: ако референтната таблица до името на киселината показва нейната константа, тогава тази киселина е слаба; ако константата не е дадена, тогава тази киселина е силна.
Слабите основи също реагират добре с вода, за да образуват равновесна система. Слабите киселини също се характеризират с тяхната константа на дисоциация K.
ЕЛЕКТРОЛИТИ– вещества, чиито разтвори или стопилки провеждат електрически ток.
НЕЕЛЕКТРОЛИТНИ– вещества, чиито разтвори или стопилки не провеждат електрически ток.
В неорганичната химия, като правило, под киселина имаме предвид киселина на Бронстед-Лоури, тоест вещества, способни да дарят протон. Ако имат предвид определението за киселина на Люис, тогава в текста такава киселина се нарича киселина на Люис. Тези правила се отнасят за киселини и основи.– разлагане на съединенията до йони.
Степен на дисоциация– отношението на броя на молекулите, дисоциирани на йони, към общия брой молекули в разтвора.
СИЛНИ ЕЛЕКТРОЛИТИкогато се разтворят във вода, те почти напълно се дисоциират на йони.
При писане на уравнения за дисоциацията на силни електролити се използва знак за равенство.
Силните електролити включват:
· Разтворими соли ( виж таблицата за разтворимост);
· Много неорганични киселини: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Вижте киселини-силни електролити в таблицата за разтворимост);
· Основи на алкални (LiOH, NaOH, KOH) и алкалоземни (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) метали ( вижте базично силните електролити в таблицата за разтворимост).
СЛАБИ ЕЛЕКТРОЛИТИвъв водни разтвори само частично (обратимо) се дисоциират на йони.
При писане на уравнения на дисоциация за слаби електролити се посочва знакът за обратимост.
Слабите електролити включват:
· Почти всички органични киселини и вода (H 2 O);
· Някои неорганични киселини: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Вижте киселини-слаби електролити в таблицата за разтворимост);
· Неразтворими метални хидроксиди (Mg(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( погледнете основанията-cслаби електролити в таблицата за разтворимост).
Степента на електролитна дисоциация се влияе от редица фактори:
природата на разтворителя и електролит: силните електролити са вещества с йонни и ковалентни силно полярни връзки; добра йонизираща способност, т.е.
способността да предизвикват дисоциация на веществата се притежава от разтворители с висока диелектрична константа, чиито молекули са полярни (например вода);температура
: тъй като дисоциацията е ендотермичен процес, повишаването на температурата увеличава стойността на α;концентрация
: когато разтворът се разрежда, степента на дисоциация се увеличава, а с увеличаване на концентрацията намалява;: всеки следващ етап е по-малко ефективен от предишния, приблизително 1000–10 000 пъти; например за фосфорна киселина α 1 > α 2 > α 3:
H3PO4⇄H++H2PO−4 (първи етап, α 1),
H2PO−4⇄H++HPO2−4 (втори етап, α 2),
НPO2−4⇄Н++PO3−4 (трети етап, α 3).
Поради тази причина в разтвор на тази киселина концентрацията на водородни йони е най-висока, а концентрацията на фосфатни йони PO3-4 е най-ниска.
1. Разтворимостта и степента на дисоциация на дадено вещество не са свързани помежду си. Например оцетната киселина, която е силно (неограничено) разтворима във вода, е слаб електролит.
2. Разтворът на слаб електролит съдържа по-малко от другите онези йони, които се образуват в последния етап на електролитна дисоциация
Степента на електролитна дисоциация също е засегната добавяне на други електролити: например степен на дисоциация на мравчена киселина
HCOOH ⇄ HCOO − + H +
намалява, ако към разтвора се добави малко натриев формиат. Тази сол се дисоциира, за да образува формиатни йони HCOO − :
HCOONa → HCOO−+Na+
В резултат на това концентрацията на HCOO– йони в разтвора се увеличава и според принципа на Льо Шателие, увеличаването на концентрацията на формиатните йони измества равновесието на процеса на дисоциация на мравчената киселина наляво, т.е. степента на дисоциация намалява.
Закон за разреждане на Оствалд- зависимост, изразяваща зависимостта на еквивалентната електрическа проводимост на разреден разтвор на бинарен слаб електролит от концентрацията на разтвора:
Тук е константата на дисоциация на електролита, е концентрацията и са стойностите на еквивалентната електрическа проводимост при концентрация и съответно при безкрайно разреждане. Отношението е следствие от закона за масовото действие и равенството
където е степента на дисоциация.
Законът за разреждане на Оствалд е изведен от У. Оствалд през 1888 г. и той също го потвърждава експериментално. Експерименталното установяване на правилността на закона за разреждане на Оствалд беше от голямо значение за обосноваване на теорията за електролитната дисоциация.
Електролитна дисоциация на вода. Водород pH Водата е слаб амфотерен електролит: H2O H+ + OH- или по-точно: 2H2O = H3O+ + OH- Константата на дисоциация на водата при 25°C е равна на: Тази стойност на константата съответства на дисоциацията на един изв. от сто милиона водни молекули, следователно концентрацията на водата може да се счита за постоянна и равна на 55,55 mol/l (плътност на водата 1000 g/l, маса на 1 l 1000 g, количество водно вещество 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Тогава тази стойност е постоянна при дадена температура (25°C), нарича се йонен продукт на водата KW: дисоциацията на водата е ендотермичен процес, следователно с повишаване на температурата в съответствие с принципа на Le Chatelier, дисоциацията се засилва, йонната продукт се увеличава и достига стойност от 10-13 при 100°C. В чиста вода при 25°C концентрациите на водородни и хидроксилни йони са равни една на друга: = = 10-7 mol/l Разтвори, в които концентрациите на водородни и хидроксилни йони са равни една на друга, се наричат неутрални. Ако киселина се добави към чиста вода, концентрацията на водородни йони ще се увеличи и ще стане по-голяма от 10-7 mol/l, средата ще стане кисела и концентрацията на хидроксилни йони незабавно ще се промени, така че йонният продукт на водата да остане стойността му е 10-14. Същото ще се случи и при добавяне на алкали към чиста вода. Концентрациите на водородните и хидроксилните йони са свързани една с друга чрез йонния продукт, следователно, знаейки концентрацията на един от йоните, е лесно да се изчисли концентрацията на другия. Например, ако = 10-3 mol/l, тогава = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, или ако = 10-2 mol/l, тогава = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. По този начин концентрацията на водородни или хидроксилни йони може да служи като количествена характеристика на киселинността или алкалността на средата. На практика те не използват концентрациите на водородни или хидроксилни йони, а водородните рН или хидроксилните рН индикатори. Водородният pH индикатор е равен на отрицателния десетичен логаритъм от концентрацията на водородни йони: pH = - lg Хидроксилният индикатор pH е равен на отрицателния десетичен логаритъм от концентрацията на хидроксилните йони: pH = - lg Лесно се показва чрез вземане на логаритъм на йонното произведение на вода, че pH + pH = 14 Ако pH на средата е 7 - средата е неутрална, ако е по-малко от 7 е кисела и колкото по-ниско е pH, толкова по-висока е концентрацията на водородни йони . pH по-голямо от 7 означава, че средата е алкална; колкото по-високо е pH, толкова по-висока е концентрацията на хидроксилни йони.
Хидролиза на сол" - Да се формира представа за химията като производителна сила на обществото. Оцетната киселина CH3COOH е най-старата от органичните киселини. В киселините има карбоксилни групи, но всички киселини тук не са силни.
Всички киселини, техните свойства и основи са разделени на силни и слаби. Например, не можете да направите концентриран разтвор на слаба киселина или разреден разтвор на силна основа. Нашата вода в този случай играе ролята на основа, тъй като получава протон от солна киселина. Киселините, които се дисоциират напълно във водни разтвори, се наричат силни.
За оксиди, хидратирани от неопределен брой водни молекули, например Tl2O3 n H2O, е неприемливо да се пишат формули като Tl(OH)3. Също така не се препоръчва такива съединения да се наричат хидроксиди.
За основите можете да определите количествено тяхната сила, тоест способността да извличате протон от киселина. Всички основи са твърди тела, които имат различни цветове. внимание! Алкалите са много разяждащи вещества. Ако влязат в контакт с кожата, алкалните разтвори причиняват тежки, дълготрайни изгаряния; ако влязат в контакт с очите, могат да причинят слепота. Когато се изпичат кобалтови минерали, съдържащи арсен, се освобождава летлив, токсичен арсенов оксид.
Вече знаете такива свойства на водната молекула. II) и разтвор на оцетна киселина. HNO2) - само един протон.
Всички основи са твърди вещества, които имат различни цветове. 1. Действайте по индикатори. Индикаторите променят цвета си в зависимост от взаимодействието с различни химикали. Когато взаимодействат с основи, те променят цвета си: индикаторът на метилоранж става жълт, индикаторът на лакмус става син, а фенолфталеинът става фуксия.
Охладете контейнерите, например като ги поставите в купа с лед. Три разтвора ще останат бистри, но четвъртият бързо ще стане мътен и ще започне да се образува бяла утайка. Това е мястото, където се намира бариевата сол. Оставете този контейнер настрана. Можете бързо да определите бариевия карбонат по друг начин. Прави се доста лесно, всичко, от което се нуждаете, са порцеланови чаши за запарване и спиртна лампа. Ако е литиева сол, цветът ще бъде яркочервен. Между другото, ако бариевата сол беше тествана по същия начин, цветът на пламъка трябваше да е зелен.
Електролитът е вещество, което в твърдо състояние е диелектрик, тоест не провежда електрически ток, но когато се разтвори или стопи, става проводник. Не забравяйте, че степента на дисоциация и съответно силата на електролита зависи от много фактори: природата на самия електролит, разтворителя и температурата. Следователно самото това разделение е до известна степен произволно. В края на краищата едно и също вещество може при различни условия да бъде както силен, така и слаб електролит.
Не настъпва хидролиза, не се образуват нови съединения и киселинността на средата не се променя. Как се променя киселинността на околната среда? Засега не е нужно да записвате уравненията на реакциите. Всичко, което трябва да направим, е да обсъдим последователно 4 групи соли и да дадем специфичен „сценарий“ на хидролиза за всяка от тях. В следващата част ще започнем със соли, образувани от слаба основа и силна киселина.
След като прочетете статията, ще можете да разделяте веществата на соли, киселини и основи. H разтвор, какви общи свойства имат киселините и основите. Ако имат предвид определението за киселина на Люис, тогава в текста такава киселина се нарича киселина на Люис.
Колкото по-нисък е този показател, толкова по-силна е киселината. Силно или слабо - това е необходимо в справочника на Ph.D. гледайте, но трябва да знаете класиката. Силните киселини са киселини, които могат да изместят аниона на друга киселина от сол.