Щоб зрозуміти, як протікає гідроліз солей у їх водних розчинах, спершу наведемо визначення даного процесу.
Визначення та особливості гідролізу
Цей процес передбачає хімічну дію іонів води з іонами солі, в результаті утворюється слабка основа (або кислота), а також змінюється реакція середовища. Будь-яка сіль може бути представлена як продукт хімічної взаємодії основи та кислоти. Залежно від цього, яка їх сила, виділяють кілька варіантів протікання процесу.
Типи гідролізу
У хімії розглядається три різновиди протікання реакції між катіонами солі та води. Кожен процес здійснюється із зміною рН середовища, тому передбачається використання визначення водневого показника різних видів індикаторів. Наприклад, для кислого середовища застосовують фіолетовий лакмус, для лужної реакції підійде фенолфталеїн. Проаналізуємо докладніше особливості кожного варіанта гідролізу. Сильні та слабкі підстави можна визначити за таблицею розчинності, а силу кислот виявляємо за таблицею.
Гідроліз по катіону
Як приклад такої солі розглянь хлорид заліза (2). Гідроксид заліза (2) – це слабка основа, а соляна кислота є сильною. У процесі взаємодії з водою (гідролізу) відбувається утворення основної солі (гідроксохлориду заліза 2), а також утворюється соляна кислота. У розчині з'являється кисле середовище, визначити його можна за допомогою синього лакмусу (рН менше 7). При цьому сам гідроліз протікає по катіону, оскільки використано слабку основу.
Наведемо ще один приклад протікання гідролізу для описуваного випадку. Розглянемо сіль хлорид магнію. Гідроксид магнію – це слабка основа, а соляна кислота – сильна. У процесі взаємодії з молекулами води хлорид магнію перетворюється на основну сіль (гідроксохлорид). Гідроксид магнію, формула якого в загальному вигляді представлена у вигляді М(ОН) 2 малорозчинний у воді, але сильна хлороводнева кислота надає розчину кисле середовище.
Гідроліз по аніону
Наступний варіант гідролізу характерний для солі, яка утворена сильною основою (лугом) та слабкою кислотою. Як приклад для цього випадку розглянемо карбонат натрію.
У цій солі є сильна основа натрію, а також слабка вугільна кислота. Взаємодія з молекулами води протікає з утворенням кислої солі - гідрокарбонату натрію, тобто гідроліз по аніону. Крім того, у розчині утворюється який надає розчину лужне середовище.
Наведемо ще один приклад для цього випадку. Сульфіт калію - це сіль, яка утворена сильною основою - їдким калієм, а також слабкою У процесі взаємодії з водою (при гідролізі) відбувається утворення гідросульфіту калію (кислої солі) та гідроксиду калію (лугу). Середовище в розчині буде лужним, підтвердити його можна за допомогою фенолфталеїну.
Повний гідроліз
Сіль слабкої кислоти та слабкої основи піддається повному гідролізу. Спробуємо з'ясувати, у чому його особливість, і які продукти утворюватимуться внаслідок цієї хімічної реакції.
Проаналізуємо гідроліз слабкої основи та слабкої кислоти на прикладі сульфіду алюмінію. Ця сіль утворена гідроксидом алюмінію, який є слабкою основою, а також слабкою сірководневою кислотою. При взаємодії з водою спостерігається повний гідроліз, у результаті якого утворюється газоподібний сірководень, а також у вигляді осаду гідроксид алюмінію. Така взаємодія протікає і за катіоном, і за аніоном, тому такий варіант гідролізу вважається повним.
Також як приклад взаємодії даного типу солі з водою можна навести сульфід магнію. У складі цієї солі є гідроксид магнію, його формула - Mg(OH)2. Це слабка основа, нерозчинна у воді. Крім того, всередині сульфіду магнію є сірководнева кислота, яка є слабкою. При взаємодії з водою відбувається повний гідроліз (по катіону та аніону), внаслідок чого утворюється у вигляді осаду гідроксид магнію, а також у вигляді газу виділяється сірководень.
Якщо розглядати гідроліз солі, яка утворена сильною кислотою і сильною основою, слід зазначити, що він не протікає. Середовище в розчинах таких солей, як хлорид калію, залишається нейтральним.
Висновок
Сильні і слабкі основи, кислоти, якими утворені солі, впливають на результат гідролізу, реакцію середовища у розчині, що утворюється. Подібні процеси широко поширені у природі.
Гідроліз має особливе значення у хімічному перетворенні земної кори. У ній містяться сульфіди металів, що малорозчинні у воді. У міру їхнього гідролізу відбувається утворення сірководню, його викид у процесі вулканічної діяльності на поверхню землі.
Силікатні породи при переході в гідроксиди викликають поступове руйнування гірських порід. Наприклад, такий мінерал як малахіт є продуктом гідролізу карбонатів міді.
Інтенсивний процес гідролізу відбувається також і у Світовому океані. і кальцію, які виносяться водою, мають слаболужне середовище. У таких умовах добре протікає процес фотосинтезу в морських рослинах, інтенсивніше розвиваються морські організми.
У нафті є домішки води та солей кальцію та магнію. У процесі нагрівання нафти відбувається їх взаємодія з водяними парами. У ході гідролізу утворюється хлороводень, при взаємодії якого з металом відбувається руйнування обладнання.
Після прочитання статті Ви зможете розділяти речовини на солі, кислоти та основи. У статті описано, що таке pH розчину, якими загальними властивостями володіють кислоти та основи.
Простим язиком кислота - це все що з H, а основа - c OH. АЛЕ! Не завжди. Щоб відрізняти кислоту від основи необхідно... запам'ятати їх! Шкода. Щоб хоч якось полегшити життя, троє наших друзів, Арреніус і Бренстед з Лоурі, придумали дві теорії, які звуться їхнім ім'ям.
Як метали і неметали, кислоти і основи - це розподіл речовин за подібними якостями. Перша теорія кислот та основ належала швейному вченому Арреніусу. Кислота по Аррениусу - це клас речовин, які у реакції з водою дисоціюють (розпадаються), утворюючи катіон водню H+. Підстави Арреніуса у водному розчині утворюють аніони OH-. Наступна теорія у 1923 році була запропонована вченими Бренстедом та Лоурі. Теорія Бренстеда-Лоурі визначає кислотами речовини, здатні реакції віддавати протон (протоном в реакціях називають катіон водню). Підстави, відповідно, - це речовини, здатні прийняти протон реакції. Актуальна на даний момент теорія – теорія Льюїса. Теорія Льюїса визначає кислоти як молекули або іони, здатні приймати електронні пари, тим самим формуючи аддукти Льюїса (аддукт - це з'єднання, що утворюється з'єднанням двох реагентів без утворення побічних продуктів).
У неорганічній хімії, як правило, під кислотою мають на увазі кислоту Бренстеда-Лоурі, тобто речовини, здатні віддати протон. Якщо мають на увазі визначення кислоти за Льюїсом, то в тексті таку кислоту називають кислотою Льюїса. Ці правила справедливі для кислот і основ.
Дисоціація
Дисоціація – це процес розпаду речовини на іони у розчинах чи розплавах. Наприклад, дисоціація соляної кислоти - це розпад HCl на H+ та Cl-.
Властивості кислот та основ
Підстави, як правило, мильні на дотик, кислоти, здебільшого, мають кислий смак.
При реакції основи з багатьма катіонами утворюється осад. При реакції кислоти з аніонами зазвичай виділяється газ.
Часто використовувані кислоти:
H 2 O, H 3 O + , CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4 , HSO 4 − , HCl, CH 3 OH, NH 3
Часто використовувані підстави:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 −, HSO 4 −, SO 4 2− , Cl −
Сильні та слабкі кислоти та основи
Сильні кислоти
Такі кислоти, які повністю дисоціюють у воді, виробляючи катіони водню H+ та аніони. Приклад сильної кислоти - соляна кислота HCl:
HCl (р-р) + H 2 O (ж) → H 3 O + (р-р) + Cl - (р-р)
Приклади сильних кислот: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 HClO 4
Список сильних кислот
- HCl - соляна кислота
- HBr - бромоводень
- HI - йодоводород
- HNO 3 - азотна кислота
- HClO 4 - хлорна кислота
- H 2 SO 4 - сірчана кислота
Слабкі кислоти
Розчиняються у воді лише частково, наприклад, HF:
HF (р-р) + H2O (ж) → H3O + (р-р) + F - (р-р) - у такій реакції більше 90% кислоти не дисоціює:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Сильну і слабку кислоту можна розрізнити вимірюючи провідність розчинів: провідність залежить кількості іонів, що сильніше кислота тим більше дисоційована, тому що сильніше кислота то вище провідність.
Список слабких кислот
- HF фтороводородна
- H 3 PO 4 фосфорна
- H 2 SO 3 сірчиста
- H 2 S сірководнева
- H 2 CO 3 вугільна
- H 2 SiO 3 кремнієва
Сильні підстави
Сильні основи повністю дисоціюють у воді:
NaOH (р-р) + H 2 O ↔ NH 4
До сильних підстав відносяться гідроксиди металів першої (алкаліни, лужні метали) та другої (алкалінотеррени, лужноземельні метали) групи.
Список сильних підстав
- NaOH гідроксид натрію (їдкий натр)
- KOH гідроксид калію (їдке калі)
- LiOH гідроксид літію
- Ba(OH) 2 гідроксид барію
- Ca(OH) 2 гідроксид кальцію (гашене вапно)
Слабкі основи
У оборотній реакції у присутності води утворює іони OH - :
NH 3 (р-р) + H 2 O ↔ NH + 4 (р-р) + OH - (р-р)
Більшість слабких підстав - це аніони:
F - (р-р) + H 2 O ↔ HF (р-р) + OH - (р-р)
Список слабких підстав
- Mg(OH) 2 гідроксид магнію
- Fe(OH) 2 гідроксид заліза (II)
- Zn(OH) 2 гідроксид цинку
- NH 4 OH гідроксид амонію
- Fe(OH) 3 гідроксид заліза (III)
Реакції кислот та основ
Сильна кислота та сильна основа
Така реакція називається нейтралізацією: при кількості реагентів достатньому для повної дисоціації кислоти та основи, результуючий розчин буде нейтральним.
Приклад:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Слабка основа та слабка кислота
Загальний вид реакції:
Слабка основа (р-р) + H 2 O ↔ Слабка кислота (р-р) + OH - (р-р)
Сильна основа та слабка кислота
Основа повністю дисоціює, кислота дисоціює частково, результуючий розчин має слабкі властивості основи:
HX (р-р) + OH - (р-р) ↔ H 2 O + X - (р-р)
Сильна кислота та слабка основа
Кислота повністю дисоціює, основа дисоціює не повністю:
Дисоціація води
Дисоціація – це розпад речовини на складові молекули. Властивості кислоти або основи залежать від рівноваги, яка є у воді:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (р-р) + OH - (р-р)
K c = / 2
Константа рівноваги води при t=25°: K c = 1.83⋅10 -6 також має місце така рівність: = 10 -14 , що називається константою дисоціації води. Для чистої води = = 10 -7, звідки -lg = 7.0.
Ця величина (-lg) називається pH - потенціал водню. Якщо pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, та речовина має основні властивості.
Способи визначення pH
Інструментальний метод
Спеціальний прилад pH-метр - пристрій, що трансформує концентрацію протонів у розчині електричний сигнал.
Індикатори
Речовина, яка змінює колір у певному інтервалі значень pH в залежності від кислотності розчину, використовуючи кілька індикаторів, можна досягти досить точного результату.
Сіль
Сіль - це іонне з'єднання утворене катіоном відмінним від H + і аніоном відмінним від O 2- . У слабкому водяному розчині солі повністю дисоціюють.
Що б визначити кислотно-лужні властивості розчину солінеобхідно визначити, які іони присутні в розчині і розглянути їх властивості: нейтральні іони, утворені з сильних кислот і основ не впливають на pH: не віддають іони ні H + , ні OH - у воді. Наприклад, Cl-, NO-3, SO2-4, Li+, Na+, K+.
Аніони, утворені із слабких кислот, виявляють лужні властивості (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), катіонів із лужними властивостями не існує.
Усі катіони крім металів першої та другої групи мають кислотні властивості.
Буферний розчин
Розчини, які зберігають рівень pH при додаванні невеликої кількості сильної кислоти або сильної основи, в основному складаються з:
- Суміш слабкої кислоти, відповідної солі та слабкої основи
- Слабка основа, відповідна сіль та сильна кислота
Для підготовки буферного розчину певної кислотності необхідно змішати слабку кислоту або основу з відповідною сіллю, при цьому необхідно врахувати:
- Інтервал pH у якому буферний розчин буде ефективним
- Місткість розчину - кількість сильної кислоти або сильної основи, які можна додати не вплинувши на pH розчину
- Не повинно відбуватися небажаних реакцій, які можуть змінити розчин
Тест:
Усі кислоти, їх властивості та основи поділяються на сильні та слабкі. Але не смійте плутати такі поняття як «сильна кислота» або «сильна основа» з їхньою концентрацією. Наприклад, не можна зробити концентрований розчин слабкої кислоти або розведений розчин сильної основи. Наприклад, соляна кислота, коли розчиняється у воді, то віддає кожній з двох молекул води по одному своєму протону.
Коли відбувається хімічна реакція в іоні гідроксонію, іон водню дуже міцно зв'язується з молекулою води. Сама реакція буде доти, доки повністю не вичерпаються її реагенти. Наша вода у цьому випадку відіграє роль основи, тому що отримує протон від соляної кислоти. Кислоти, які дисоціюються націло у водних розчинах, називаються сильними.
Коли нам відомо найперша концентрація сильної кислоти, то в даному випадку не важко підрахувати яка концентрація іонів гідроксонію і хлорид-іонів в розчині. Наприклад, якщо ви візьмете і в 1 літр води розчините 0,2 моля газоподібної соляної кислоти, концентрація іонів після дисоціації буде такою самою.
Приклади сильних кислот:
1)
HCl – соляна кислота;
2)
HBr - бромводень;
3)
HI - йодоводород;
4)
HNO3 - азотна кислота;
5)
HClO4 - хлорна кислота;
6)
H2SO4 - сірчана кислота.
Усі відомі кислоти (за винятком сірчаної кислоти), представлені у списку вище і є монопротоновими, оскільки їх атоми віддають по одному протону; молекули сірчаної кислоти можуть легко віддавати два своїх протона, саме тому сірчана кислота є дипротоновой.
До сильних основ відносяться електроліти, вони повністю дисоціюються у водних розчинах з утворенням гідроксиду-іону.
Аналогічно з кислотами, обчислити концентрацію гідроксиду-іона дуже просто, якщо ви дізнаєтеся про вихідну концентрацію розчину. Наприклад, розчин NaOH з концентрацією 2 моль/л дисоціює на таку ж концентрацію іонів.
Слабкі кислоти. Підстави та властивості
Що ж до слабких кислот, всі вони дисоціюються в повному обсязі, тобто частково. Розрізняти сильні та слабкі кислоти дуже просто: якщо в довідковій таблиці поруч із назвою кислоти показано її константу, то ця кислота є слабкою; якщо ж константа не наведена, то дана кислота є сильною.
Слабкі основи добре реагують з водою з утворенням рівноважної системи. Слабкі кислоти також характеризуються константою дисоціації До.
ЕЛЕКТРОЛІТИ- Речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм.
НЕЕЛЕКТРОЛІТИ- Речовини, розчини або розплави яких не проводять електричний струм.
Дисоціація- Розпад з'єднань на іони.
Ступінь дисоціації- Відношення числа продісоційованих на іони молекул до загального числа молекул в розчині.
СИЛЬНІ ЕЛЕКТРОЛІТИпри розчиненні у питній воді практично повністю дисоціюють на іони.
Під час написання рівнянь дисоціації сильних електролітів ставлять знак рівності.
До сильних електролітів належать:
· Розчинні солі ( дивись таблицю розчинності);
· Багато неорганічних кислот: HNO 3 , H 2 SO 4 ,HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , HCl, HBr, HI ( дивись кислоти-сильні електроліти у таблиці розчинності);
· Основи лужних (LiOH, NaOH,KOH) і лужноземельних (Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2) металів ( дивись основи-сильні електроліти в таблиці розчинності).
СЛАБІ ЕЛЕКТРОЛІТИу водних розчинах лише частково (оборотно) дисоціюють на іони.
Під час написання рівнянь дисоціації слабких електролітів ставлять знак оборотності.
До слабких електролітів належать:
· Майже всі органічні кислоти та вода (Н 2 О);
· Деякі неорганічні кислоти: H 2 S, H 3 PO 4 ,HClO 4 , H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 SiO 3 ( дивись кислоти-слабкі електроліти у таблиці розчинності);
· Нерозчинні гідроксиди металів (Mg(OH) 2 ,Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( дивись підстави-cлабі електроліти в таблиці розчинності).
На ступінь електролітичної дисоціації впливає низка факторів:
природа розчинника та електроліту: сильними електролітами є речовини з іонними та ковалентними сильно-полярними зв'язками; гарною іонізуючою здатністю, тобто. здатність викликати дисоціацію речовин, мають розчинники з великою діелектричною проникністю, молекули яких полярні (наприклад, вода);
температура: оскільки дисоціація - процес ендотермічний, підвищення температури підвищує значення α;
концентрація: при розведенні розчину ступінь дисоціації зростає, і зі збільшенням концентрації - зменшується;
стадія процесу дисоціації: кожна наступна стадія менш ефективна, ніж попередня, приблизно в 1000-10 000 разів; наприклад, для фосфорної кислоти α 1 > α 2 > α 3:
H3PО4⇄Н++H2PО−4 (перша стадія, α 1),
H2PО−4⇄Н++HPО2−4 (друга стадія, α 2),
НPО2−4⇄Н++PО3−4 (третя стадія, α3).
Тому в розчині цієї кислоти концентрація іонів водню найбільша, а фосфат-іонів РО3-4 - найменша.
1. Розчинність та ступінь дисоціації речовини між собою не пов'язані. Наприклад, слабким електролітом є добре (необмежено) розчинна у воді оцтова кислота.
2. У розчині слабкого електроліту менше за інших міститься тих іонів, які утворюються на останній стадії електролітичної дисоціації
На ступінь електролітичної дисоціації впливає також додавання інших електролітів: наприклад, ступінь дисоціації мурашиної кислоти.
HCOOH ⇄ HCOO − + H +
зменшується, якщо в розчин внести трохи форміату натрію. Ця сіль дисоціює з утворенням форміат-іонів HCOO − :
HCOONa → HCOO − + Na +
Через війну в розчині концентрація іонів НСОО– підвищується, відповідно до принципу Ле Шателье, підвищення концентрації форміат-іонів зміщує рівновагу процесу дисоціації мурашиної кислоти вліво, тобто. ступінь дисоціації зменшується.
Закон розведення Оствальда- Співвідношення, що виражає залежність еквівалентної електропровідності розведеного розчину бінарного слабкого електроліту від концентрації розчину:
Тут - константа дисоціації електроліту, - концентрація, - значення еквівалентної електропровідності при концентрації і при нескінченному розведенні відповідно. Співвідношення є наслідком закону чинних мас та рівності
де – ступінь дисоціації.
Закон розведення Оствальда виведений В.Оствальдом у 1888 році і ним же підтверджений досвідченим шляхом. Експериментальне встановлення правильності закону розведення Оствальда мало велике значення для обґрунтування теорії електролітичної дисоціації.
Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН Вода є слабким амфотерним електролітом: Н2О Н+ + ОН- або, більш точно: 2Н2О= Н3О+ + ОН- Константа дисоціації води при 25оС дорівнює: Таке значення константи відповідає дисоціації однієї зі ста мільйонів молекул води, тому концентрацію води можна вважати постійною та рівною 55,55 моль/л (щільність води 1000 г/л, маса 1 л 1000 г, кількість речовини води 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55 55 моль/л). Ця величина постійна при даній температурі (25оС), вона називається іонним добутком води KW: Дисоціація води - процес ендотермічний, тому з підвищенням температури відповідно до принципу Ле-Шательє дисоціація посилюється, іонний твір зростає і досягає при 100оС значення 10-13. У чистій воді при 25оС концентрації іонів водню та гідроксилу рівні між собою: = = 10-7 моль/л Розчини, у яких концентрації іонів водню та гідроксилу рівні між собою, називаються нейтральними. Якщо до чистої води додати кислоту, концентрація іонів водню підвищиться і побільшає, ніж 10-7 моль/л, середовище стане кислою, при цьому концентрація іонів гідроксилу миттєво зміниться так, щоб іонний добуток води зберіг своє значення 10-14. Те саме відбуватиметься і при додаванні до чистої води лугу. Концентрації іонів водню та гідроксилу пов'язані між собою через іонний твір, тому, знаючи концентрацію одного з іонів, легко обчислити концентрацію іншого. Наприклад, якщо = 10-3 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, або якщо = 10-2 моль/л, то = KW/ = 10-14 / 10-2 = 10-12 моль/л. Таким чином, концентрація іонів водню або гідроксилу може бути кількісною характеристикою кислотності або лужності середовища. Насправді користуються не концентраціями іонів водню чи гидроксила, а водневим рН чи гидроксильным рОН показниками. Водневий показник рН дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації іонів водню: рН = - lg Гідроксильний показник рН дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації іонів гідроксилу: рОН = - lg Легко показати, прологарифмувавши іонний добуток води, що рН + рОН = середовище нейтральне, якщо менше 7 - кисле, причому чим менше рН, тим вища концентрація іонів водню. pН більше 7 – середовище лужне, що більше рН, то вище концентрація іонів гідроксилу.
Гідроліз солі» — Формувати уявлення про хімію як продуктивну силу суспільства. Оцтова кислота СН3СООН - найдавніша з органічних кислот. У кислотах групи карбоксильні, Але всі кислоти тут несильні.
Усі кислоти, їх властивості та основи поділяються на сильні та слабкі. Наприклад, не можна зробити концентрований розчин слабкої кислоти або розведений розчин сильної основи. Наша вода у цьому випадку відіграє роль основи, тому що отримує протон від соляної кислоти. Кислоти, які дисоціюються націло у водних розчинах, називаються сильними.
Для оксидів, гідратованих невизначеним числом молекул води, наприклад, Tl2O3 n H2O, неприпустимо писати формули типу Tl(OH)3. Називати такі гідроксидними сполуками також не рекомендується.
Для основ можна кількісно висловити їхню силу, тобто здатність відщеплювати протон від кислоти. Усі підстави є твердими речовинами, що мають різне забарвлення. Увага! Луги є дуже їдкими речовинами. При попаданні на шкіру розчини лугів викликають сильні опіки, що довго загоюються, при попаданні в очі можуть викликати сліпоту. При випаленні кобальтових мінералів, що містять миш'як, виділяється летючий отруйний оксид миш'яку.
Такі властивості молекули води вам відомі. II) та розчином оцтової кислоти. HNO2) - лише один протон.
Усі підстави – тверді речовини, які мають різне забарвлення. 1. Діють індикатори. Індикатори змінюють своє фарбування залежно від взаємодії з різними хімічними речовинами. При взаємодії з основами вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється в жовтий колір, індикатор лакмус – у синій колір, а фенолфталеїн стає кольором фуксії.
Охолодіть ємності, наприклад, помістивши в посудину з льодом. Три розчини залишаться прозорими, а четвертий швидко помутніє, почне випадати білий осад. Ось у ньому і знаходиться сіль барію. Відкладіть цю ємність убік. Можна швидко визначити вуглекислий барій та іншим способом. Це досить просто зробити, вам знадобляться фарфорові чашки для випарювання та спиртування. Якщо це сіль літію – колір буде яскраво-червоним. До речі, якби так само випробували сіль барію – колір полум'я мав бути зеленим.
Електроліт – речовина, яка у твердому стані є діелектриком, тобто не проводить електричного струму, однак у розчиненому або розплавленому вигляді стає провідником. Запам'ятайте, що ступінь дисоціації і, відповідно, сила електроліту залежить від багатьох факторів: природи самого електроліту, розчинника, температури. Тому саме цей поділ певною мірою умовний. Адже одна й та сама речовина може за різних умов бути і сильним електролітом, і слабким.
Гідроліз не йде, нових сполук не утворюється, кислотність середовища не змінюється. Як змінюється кислотність середовища? Рівняння реакцій можна поки що не записувати. Нам залишилося послідовно обговорити 4 групи солей і для кожної з них навести специфічний сценарій гідролізу. У наступній частині ми почнемо із солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою.
Після прочитання статті Ви зможете розділяти речовини на солі, кислоти та основи. H розчину, якими загальними властивостями володіють кислоти та основи. Якщо мають на увазі визначення кислоти за Льюїсом, то в тексті таку кислоту називають кислотою Льюїса.
Чим цей показник нижчий, тим сильніша кислота. Сильна чи слабка – це потрібно у довіднику к.-н. дивитися, але класику треба знати. Сильні це такі кислоти, які можуть витіснити з солі аніон іншої кислоти.