Класифікація електролітів за характером утворених йонів
Кислоти – це електроліти, під час дисоціації яких у якості катіонів утворюються тільки йони гідрогену Н+.
З найважливіших кислот до сильних електролітів належать такі кислоти: H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HСlO4, HMnO4.
Сильні кислоти дисоціюють на йони повністю та необоротно за схемою (9.2).
Дисоціація слабких кислот – процес оборотний, а якщо кислота багато- основна, то і ступінчастий, наприклад, дисоціація карбонатної кислоти:
H2CO3 H++HCO3- (перший ступінь)
HCO3- H++CO32- (другий ступінь)
Кожний ступінь характеризується певним значенням константи дисоціації:
Порівняння цих значень (К(НСО3-) < К(Н2СО3)) вказує на те, що йони НСО3- є більш слабким електролітом, ніж молекули Н2СО3. Отже, дисоціація Н2СО3 більшою мірою відбувається за першим ступенем і значно меншою – за другим. Тому у водному розчині поряд з молекулами Н2СО3 є йони Н+, НСО3- і у меншій кількості йони СО32-
Основи – це електроліти, під час дисоціації яких у якості аніонів утворюються тільки гідроксид-йони ОН–.
Сильними електролітами є розчинні у воді основи (луги), тобто основи, утворені лужними та лужно-земельними металами: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Їх дисоціація є процесом необоротним, наприклад, дисоціація натрій гідроксиду та кальцій гідроксиду:
NaOH = OH– + Na+
Ca(OH)2 = 2OH– + Ca2+
Розчинний у воді амоній гідроксид є слабким електролітом і дисоціює на йони оборотно:
NH4OH OH– + NH4+
Основи інших металів, крім лужних та лужно-земельних, мало розчиняються у воді. Дисоціює на йони лише та частина речовини, яка знаходиться у розчині. Якщо основа містить у своєму складі декілька груп ОН, то дисоціація відбувається ступінчасто, наприклад, дисоціація купрум (ІІ) гідроксиду:
Cu(OH)2 OH– + CuOH+ (перший ступінь)
CuOH+ OH– + Cu2+ (другий ступінь)
Отже, малорозчинний у воді гідроксид Cu(OH)2 знаходиться у рівновазі з розчином, в якому містяться йони ОН–, CuOH+ та у меншій кількості йони Cu2+, оскільки дисоціація Cu(OH)2 за другим ступенем відбувається меншою мірою, ніж за першим.
Амфотерні гідроксиди – це електроліти, під час дисоціації яких утворюються одночасно і йони Н+, і йони ОН–. До амфотерних гідроксидів належать такі малорозчинні у воді гідроксиди: Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 тощо.
Амфотерні гідроксиди, наприклад, берилій гідроксид, здатні виявляти і основні властивості, зумовлені утворенням йонів ОН– під час ступінчастої дисоціації:
Ве(OH)2 OH– + ВеOH+,
і кислотні властивості, дисоціюючи з утворенням йонів Н+:
H2ВеO2 H+ + HВеO2–.
Солі – це електроліти, під час дисоціації яких утворюються катіони залишків основ і аніони кислотних залишків.
Розчинні у воді середні солі дисоціюють на йони повністю, тобто поводять себе як сильні електроліти. Наприклад, амоній сульфат та магний хлорид дисоціюють за такими рівняннями:
(NH4)2SO4 = 2NH4+ + SO42–,
MgCl2 = Mg2+ + 2Cl–
Кислі солі у більшості розчинні у воді і дисоціюють на йони ступінчасто. Спочатку повністю відщеплюються катіони металу, а потім, аніон кислотного залишку дисоціює частково, як слабкий електроліт, з утворенням йонів Н+. Наприклад, дисоціація калій гідрогенсульфіту описується наступною схемою:
KHSO3 = K+ + HSO3- (перший ступінь)
HSO3– H+ + SO32– (другий ступінь)
Основні солі є малорозчинними у воді сполуками і та частина солі, що знаходиться у розчині, дисоціює на йони також ступінчасто: спочатку відщеплюються аніони кислотних залишків, а потім – йони ОН–. При цьому між нерозчинною основною сіллю та йонами у розчині встановлюється рівновага. Прикладом дисоціації основної солі є дисоціація гідроксостанум (II) хлориду:
SnOHCl Cl– + SnOH+ (перший ступінь)
SnOH+ OH– + Sn2+ (другий ступінь)