Зв'язок константи дисоціації і ступеня дисоціації

Виходячи з визначення ступеня дисоціації, для електроліту КА в реакції дисоціації [A ^-] = [K ^+] = α c, [KA] = c - α c = c (1 - α), де α - ступеня дисоціаціїелектроліту.

Тоді:

,

(2)

Цей вираз називають законом розведення Оствальда. При дуже малих α (α << 1) K = cα і

 ,

т аким чином, при збільшенні концентрації електроліту ступінь дисоціації зменшується, при зменшенні - зростає. Детальніше зв'язок константи дисоціації і ступеня дисоціації описана в статті Закон розбавлення Оствальда.

34 Властивості кислот. Деякі кислоти при звичайних умовах являють собою рідини, наприклад нітратна HNO₃ і сульфатна Н₂SO₄ кислоти, а деякі — тверді речовини, як фосфатна кислота Н₃РО₄, боратна Н₃ВО₃ і ін. Більшість кислот добре розчиняється у воді, але деякі практично не розчиняються (наприклад, силікатна кислота H₂SiO₃). Водні розчини кислот відзначаються кислим смаком, руйнують рослинні і тваринні тканини і змінюють забарвлення індикаторів, зокрема забарвлюють лакмус у червоний колір. Ці спільні властивості усіх кислот обумовлюються наявністю в їх розчинах іонів водню.

Хімічні властивості кислот визначаються їх відношенням до основ і основних оксидів. Найхарактернішою властивістю їх є здатність вступати з основами в реакції нейтралізації.

Наприклад:

• HCl + NaOH = NaCl + H₂O

• 3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ = Al₂(SO₄)₃ + 6Н₂О

З основними і амфотерними оксидами кислоти теж утворюють солі:

• 2HNO₃ + MgO = Mg(NO₃)₂ + H₂O

• 3H₂SO₄ + Al₂O₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Крім того, кислоти взаємодіють і з активними металами (що стоять в електрохімічному ряду напружень лівіше від водню) з утворенням солі і виділенням водню (з нітратної кислоти водень не виділяється). Наприклад:

• 2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂ ↑

• 3H₂SO₄ + 2Al = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂ ↑

Основ. Основи Арреніуса є твердими речовини. Деякі з них, зокрема NaOH і KOH, у термічному відношенні досить стійкі: їх можна нагрівати дотемператури плавлення і навіть кипіння, і вони не розкладаються. Проте більшість основ нестійкі і при нагріванні легко розкладаються з утворенням оксидів і виділенням води.

Наприклад:

• Ca(OH)₂ = CaO + H₂O

• 2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

Більшість основ Арреніуса нерозчинні у воді. Добре розчинними є тільки основи лужних і лужноземельних металів, тобто луги. Серед лугів практично найбільш вживаними є NaOH, KOH, Ca(OH)₂ і Ba(OH)₂. Водні розчини їдких лугів мають їдкий мильний смак. Вони легко руйнують рослинні і тваринні тканини. Через це їх називають ще їдкими лугами. Розчини їдких лугів мають здатність змінювати забарвлення індикаторів. Так, у лужному середовищі фіолетовий колір лакмусу змінюється на синій, оранжевий колір метилоранжу — на ясно-жовтий, а безбарвний розчин фенолфталеїну стає фіолетовим. Лужні властивості розчинів основ обумовлюються наявністю в розчині гідроксильних іонів.

Хімічні властивості основ Арреніуса визначаються їх відношенням до кислот, ангідридів, амфотерних оксидів і солей. Найхарактернішою властивістю основ є їх здатність вступати в хімічні реакції з кислотами. Причому з кислотами взаємодіють як розчинні, так і нерозчинні основи.

Реакції взаємодії основ з кислотами називають реакціями нейтралізації. Суть реакцій нейтралізації полягає в тому, що кислотний водень кислоти і гідроксил основи утворюють воду, а катіони металу основи і кислотні залишки утворюють сіль:

• Ba(OH)₂ + 2HCl = BaCl₂ + 2H₂O да

• Ca(OH)₂ + H₂SO4 = CaSO₄ + 2H₂O

Основи вступають у хімічні реакції також з ангідридами і амфотерними оксидами:

• 2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

• 2KOH + SO₂ = K₂SO₃ + H₂O

• 2KOH + PbO = K₂PbO₂ + H₂O

Розчини їдких лугів взаємодіють і з розчинами солей, утворюючи нерозчинні основи:

• CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl

• Fe₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Fe(OH)₃ ↓ + 3Na₂SO₄

Амфотерних гідроксидів. Гідрокси́д — в хімії, двохатомний іон OH⁻, що складається з кисню та водню. Як правило, отримується шляхом дисоціації основи. Гідроксид є одним з найпростіших багатоатомних йонів.

Часто, будь яка неорганічна хімічна сполука, що містить гідроксильну групу, називається гідроксидом.