Acasă Copaci și arbuști Acidul carbonic este un electrolit puternic sau slab. Electroliți puternici și slabi, caracteristicile lor

Copaci și arbuști

Acidul carbonic este un electrolit puternic sau slab. Electroliți puternici și slabi, caracteristicile lor

Electroliții puternici, atunci când sunt dizolvați în apă, se disociază aproape complet în ioni, indiferent de concentrația lor în soluție.

Prin urmare, în ecuațiile de disociere a electroliților puternici puneți un semn egal (=).

Electroliții puternici includ:

Săruri solubile;

Mulți nu acizi organici: HNO3, H2S04, HCI, HBr, HI;

Baze formate din metale alcaline (LiOH, NaOH, KOH etc.) și metale alcalino-pământoase (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Electroliți slabi în solutii apoase doar parțial (reversibil) se disociază în ioni.

Prin urmare, în ecuațiile de disociere electroliți slabi pune semnul reversibilității (⇄).

Electroliții slabi includ:

Aproape toți acizii organici și apă;

Unii acizi anorganici: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 etc.;

Hidroxizi metalici insolubili: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 etc.

Ecuații ale reacțiilor ionice

Ecuații ale reacțiilor ionice
Reacțiile chimice în soluțiile de electroliți (acizi, baze și săruri) au loc cu participarea ionilor. Soluția finală poate rămâne transparentă (produsele sunt foarte solubile în apă), dar unul dintre produse se va dovedi a fi un electrolit slab; in alte cazuri se vor observa precipitatii sau degajare de gaze.

Pentru reacțiile în soluții care implică ioni, nu este compilată doar ecuația moleculară, ci și ecuațiile ionice complete și cele ionice scurte.
În ecuațiile ionice, la sugestia chimistului francez K.-L. Berthollet (1801), toți electroliții puternici, bine solubili sunt scrisi sub formă de formule ionice, iar precipitațiile, gazele și electroliții slabi sunt scrise sub forma formule moleculare. Formarea precipitațiilor este marcată cu un semn săgeată în jos (↓), formarea gazelor cu un semn săgeată în sus (). Un exemplu de scriere a ecuației de reacție conform regulii Berthollet:

a) ecuația moleculară
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) ecuația ionică completă
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gaz, H2O - electrolit slab)
c) ecuație ionică scurtă
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

De obicei, la scriere, ele sunt limitate la o scurtă ecuație ionică, cu reactivi solizi notați cu indicele (t), reactivii gazoși - cu indicele (g). Exemple:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 este practic insolubil în apă
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(ecuațiile ionice complete și scurte sunt aceleași)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(majoritatea sărurilor acide sunt foarte solubile în apă).

Dacă reacţia nu implică electroliți puternici, nu există o formă ionică a ecuației:

Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O

BILETUL #23

Hidroliza sării

Hidroliza sării este interacțiunea ionilor de sare cu apa pentru a forma particule cu disociere scăzută.

Hidroliza, la propriu, este descompunerea prin apă. Dând această definiție a reacției de hidroliză a sărurilor, subliniem că sărurile în soluție sunt sub formă de ioni și că forta motrice reacția este formarea de particule cu disociere scăzută ( regula generala pentru multe reacţii în soluţii).

Hidroliza are loc numai în acele cazuri în care ionii formați ca urmare a disocierii electrolitice a sării - un cation, un anion sau ambele împreună - sunt capabili să formeze compuși slab disociați cu ionii de apă, iar acest lucru, la rândul său, are loc atunci când cationul este puternic polarizant ( cation de bază slab), iar anionul este ușor polarizat (anion acid slab). Aceasta modifică pH-ul mediului. Dacă cationul formează o bază puternică, iar anionul formează un acid puternic, atunci ei nu suferă hidroliză.

1. Hidroliza unei sări de bază slabă și acid puternic trece prin cation, acesta poate forma o bază slabă sau sare bazică și pH-ul soluției va scădea

2. Hidroliza unei sări a unui acid slab și a unei baze tare trece prin anion, care poate forma un acid slab sau sare acidă iar pH-ul soluției va crește

3. Hidroliza unei sări a unei baze slabe și a unui acid slab trece, de obicei, pentru a forma un acid slab și o bază slabă; pH-ul soluției în acest caz diferă ușor de 7 și este determinat de puterea relativă a acidului și a bazei

4. Hidroliza unei sări a unei baze tare și a unui acid tare nu are loc

Întrebarea 24 Clasificarea oxizilor

Oxizi numit substanțe complexe, ale căror molecule includ atomi de oxigen în starea de oxidare - 2 și un alt element.

oxizi poate fi obținut prin interacțiunea directă a oxigenului cu un alt element, sau indirect (de exemplu, prin descompunerea sărurilor, bazelor, acizilor). În condiții normale, oxizii sunt în stare solidă, lichidă și stare gazoasă, acest tip de compuși este foarte comun în natură. oxizii se gasesc in Scoarta terestra. Rugina, nisipul, apa, dioxid de carbon sunt oxizi.

Oxizi formatori de sare De exemplu,

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oxizi formatori de sare sunt oxizi care, ca urmare, reacții chimice formează săruri. Aceștia sunt oxizi de metale și nemetale, care, atunci când interacționează cu apa, formează acizii corespunzători, iar atunci când interacționează cu bazele, sărurile acide și normale corespunzătoare. De exemplu, oxidul de cupru (CuO) este un oxid care formează sare, deoarece, de exemplu, atunci când interacționează cu acid clorhidric Sarea (HCl) se formează:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

Ca rezultat al reacțiilor chimice, se pot obține și alte săruri:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oxizi care nu formează sare numiti oxizi care nu formeaza saruri. Un exemplu este CO, N2O, NO.

Electroliți slabi

Electroliți slabi Substanțe care se disociază parțial în ioni. Soluțiile de electroliți slabi, împreună cu ioni, conțin molecule nedisociate. Electroliții slabi nu pot da o concentrație mare de ioni în soluție. Electroliții slabi includ:

1) aproape toți acizii organici (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH etc.);

2) unii acizi anorganici (H2CO3, H2S etc.);

3) aproape toate sărurile solubile în apă, bazele și hidroxidul de amoniu Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Sunt slabi conductori (sau aproape neconductori) de electricitate.

Concentrațiile ionilor în soluțiile de electroliți slabi sunt caracterizate calitativ prin gradul și constanta de disociere.

Gradul de disociere este exprimat în fracții de unitate sau ca procent (un \u003d 0,3 este limita de divizare condiționată în electroliți puternici și slabi).

Gradul de disociere depinde de concentrația soluției de electrolit slab. Când este diluat cu apă, gradul de disociere crește întotdeauna, deoarece numărul de molecule de solvent (H 2 O) crește pe moleculă de dizolvat. Conform principiului Le Chatelier, echilibrul disocierii electrolitice în acest caz ar trebui să se schimbe în direcția formării produsului, adică. ioni hidratați.

Gradul de disociere electrolitică depinde de temperatura soluției. De obicei, odată cu creșterea temperaturii, gradul de disociere crește, deoarece legăturile din molecule sunt activate, devin mai mobile și mai ușor de ionizat. Concentrația ionilor într-o soluție de electrolit slab poate fi calculată cunoscând gradul de disociere Ași concentrația inițială a substanței c in solutie.

HAN = H + + An - .

Constanta de echilibru K p a acestei reacții este constanta de disociere K d:

K d = . / . (10.11)

Dacă exprimăm concentrațiile de echilibru în termeni de concentrație a unui electrolit slab C și gradul său de disociere α, atunci obținem:

K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. a2/1-α. (10.12)

Această relație se numește Legea diluției lui Ostwald. Pentru electroliți foarte slabi la α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

Acest lucru ne permite să concluzionam că, la diluție infinită, gradul de disociere α tinde spre unitate.

Echilibrul protolitic în apă:

La o temperatură constantă în soluții diluate, concentrația de apă în apă este constantă și egală cu 55,5, ( )

, (10.15)

unde K in este produsul ionic al apei.

Atunci =10 -7 . În practică, datorită confortului măsurării și înregistrării, se utilizează o valoare - valoarea pH-ului (criteriul) tăriei unui acid sau a unei baze. În mod similar .

Din ecuația (11.15): . La pH = 7 - reacția soluției este neutră, la pH<7 – кислая, а при pH>7 - alcalin.

În condiții normale (0°C):

, atunci

Figura 10.4 - pH-ul diferitelor substanțe și sisteme

10.7 Soluții de electroliți puternici

Electroliții puternici sunt substanțe care, atunci când sunt dizolvate în apă, se descompun aproape complet în ioni. De regulă, electroliții puternici includ substanțe cu legături ionice sau foarte polare: toate sărurile foarte solubile, acizii tari (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) și bazele tari (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Într-o soluție de electrolit puternic, solutul se găsește în principal sub formă de ioni (cationi și anioni); moleculele nedisociate sunt practic absente.

Diferența fundamentală dintre electroliții puternici și cei slabi este că echilibrul de disociere al electroliților puternici este complet deplasat spre dreapta:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,

și prin urmare constanta de echilibru (disocierea) se dovedește a fi o mărime nedeterminată. Scăderea conductibilității electrice odată cu creșterea concentrației unui electrolit puternic se datorează interacțiunii electrostatice a ionilor.

Omul de știință olandez Petrus Josephus Wilhelmus Debye și omul de știință german Erich Hückel au postulat:

1) electrolitul se disociază complet, dar în soluții relativ diluate (C M = 0,01 mol. l -1);

2) fiecare ion este înconjurat de un înveliș de ioni de semn opus. La rândul său, fiecare dintre acești ioni este solvatat. Acest mediu se numește atmosfera ionică. În interacțiunea electrolitică a ionilor cu semne opuse, este necesar să se țină cont de influența atmosferei ionice. Când un cation se mișcă într-un câmp electrostatic, atmosfera ionică este deformată; se îngroașă înaintea lui și se subțiază în spatele lui. Această asimetrie a atmosferei ionice are cu atât mai mult efect inhibitor asupra mișcării cationului, cu cât concentrația de electroliți este mai mare și cu atât sarcina ionilor este mai mare. În aceste sisteme, conceptul de concentrare devine ambiguu și ar trebui înlocuit cu activitate. Pentru un electrolit binar încărcat unic KatAn = Kat + + An - activitățile cationului (a +) și respectiv anionului (a -), sunt

a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10,16)

unde C + și C - sunt concentrațiile analitice ale cationului și respectiv anionului;

γ + și γ - - coeficienții lor de activitate.

(10.17)

Este imposibil să se determine activitatea fiecărui ion separat, prin urmare, pentru electroliții încărcați individual, valorile medii geometrice ale activităților i

și coeficienții de activitate.

1) aproape toți acizii organici (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH etc.);

2) unii acizi anorganici (H2CO3, H2S etc.);

3) aproape toate sărurile solubile în apă, bazele și hidroxidul de amoniu Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Sunt slabi conductori (sau aproape neconductori) de electricitate.

Concentrațiile ionilor în soluțiile de electroliți slabi sunt caracterizate calitativ prin gradul și constanta de disociere.

Gradul de disociere este exprimat în fracții de unitate sau ca procent (un \u003d 0,3 este limita de divizare condiționată în electroliți puternici și slabi).

HAN = H + + An - .

Constanta de echilibru K p a acestei reacții este constanta de disociere K d:

K d = . / . (10.11)

Dacă exprimăm concentrațiile de echilibru în termeni de concentrație a unui electrolit slab C și gradul său de disociere α, atunci obținem:

K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. a2/1-α. (10.12)

Această relație se numește Legea diluției lui Ostwald. Pentru electroliți foarte slabi la α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

Acest lucru ne permite să concluzionam că, la diluție infinită, gradul de disociere α tinde spre unitate.

Echilibrul protolitic în apă:

La o temperatură constantă în soluții diluate, concentrația de apă în apă este constantă și egală cu 55,5, ( )

, (10.15)

unde K in este produsul ionic al apei.

Atunci =10 -7 . În practică, datorită confortului măsurării și înregistrării, se utilizează o valoare - valoarea pH-ului (criteriul) tăriei unui acid sau a unei baze. În mod similar .

Din ecuația (11.15): . La pH = 7 - reacția soluției este neutră, la pH<7 – кислая, а при pH>7 - alcalin.

În condiții normale (0°C):

, atunci

Figura 10.4 - pH-ul diferitelor substanțe și sisteme

10.7 Soluții de electroliți puternici

Într-o soluție de electrolit puternic, solutul se găsește în principal sub formă de ioni (cationi și anioni); moleculele nedisociate sunt practic absente.

Diferența fundamentală dintre electroliții puternici și cei slabi este că echilibrul de disociere al electroliților puternici este complet deplasat spre dreapta:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,

Omul de știință olandez Petrus Josephus Wilhelmus Debye și omul de știință german Erich Hückel au postulat:

1) electrolitul se disociază complet, dar în soluții relativ diluate (C M = 0,01 mol. l -1);

a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10,16)

unde C + și C - sunt concentrațiile analitice ale cationului și respectiv anionului;

γ + și γ - - coeficienții lor de activitate.

(10.17)

Este imposibil să se determine activitatea fiecărui ion separat, prin urmare, pentru electroliții încărcați individual, valorile medii geometrice ale activităților i

și coeficienți de activitate:

Coeficientul de activitate Debye-Hückel depinde cel puțin de temperatură, permitivitatea solventului (ε) și puterea ionică (I); acesta din urmă servește ca măsură a intensității câmpului electric creat de ionii în soluție.

Pentru un electrolit dat, puterea ionică este exprimată prin ecuația Debye-Hückel:

Forța ionică, la rândul ei, este egală cu

unde C este concentrația analitică;

z este sarcina cationului sau anionului.

Pentru un electrolit încărcat individual, puterea ionică este aceeași cu concentrația. Astfel, NaCl și Na2SO4 la aceleași concentrații vor avea forțe ionice diferite. Compararea proprietăților soluțiilor de electroliți puternici poate fi efectuată numai atunci când forțele ionice sunt aceleași; chiar și impuritățile mici modifică dramatic proprietățile electrolitului.

Figura 10.5 - Dependență

În funcție de gradul de disociere, electroliții se disting puternici și slabi. K este constanta de disociere, care depinde de temperatura și natura electrolitului și solventului, dar nu depinde de concentrația electrolitului. Reacțiile dintre ionii din soluțiile de electroliți merg aproape până la sfârșit în direcția formării precipitatelor, gazelor și electroliților slabi.

Un electrolit este o substanță care conduce curentul electric datorită disocierii în ioni, care are loc în soluții și topituri, sau mișcării ionilor în rețelele cristaline ale electroliților solizi. Exemple de electroliți sunt soluțiile apoase de acizi, săruri și baze și unele cristale (de exemplu, iodură de argint, dioxid de zirconiu).

Cum să identifici electroliții puternici și slabi

În același timp, procesele de asociere a ionilor în molecule au loc în electrolit. Pentru a caracteriza cantitativ disocierea electrolitică a fost introdus conceptul de grad de disociere. Cel mai adesea, ele înseamnă o soluție apoasă care conține anumiți ioni (de exemplu, „absorbția electroliților” în intestin). Soluție multicomponentă pentru electrodepunerea metalelor, precum și gravarea etc. (termen tehnic, de exemplu, electrolit de placare cu aur).

Obiectul principal de cercetare și dezvoltare în galvanizare sunt electroliții pentru tratarea suprafețelor și acoperire. În gravarea chimică a metalelor, denumirile electroliților sunt determinate de numele acizilor bazici sau alcalinelor care contribuie la dizolvarea metalului. Așa se formează numele grupului de electroliți. Uneori, diferența (în special în ceea ce privește magnitudinea polarizabilității) dintre electroliții din diferite grupuri este nivelată de aditivii conținuti în electroliți.

Electroliți și disociere electrolitică

Prin urmare, un astfel de nume nu poate fi un nume de clasificare (adică, de grup), dar ar trebui să servească ca un nume suplimentar de subgrup al electrolitului. Dacă densitatea electrolitului din toate celulele bateriei este normală sau aproape de normal (1,25-1,28 g / cm3), iar NRC nu este mai mică de 12,5 V, atunci este necesar să se verifice dacă există un circuit întrerupt în interiorul bateriei. . Dacă densitatea electrolitului din toate celulele este scăzută, bateria trebuie încărcată până când densitatea se stabilizează.

În inginerie[editează textul wiki]

În timpul trecerii de la o stare la alta, indicatorii de tensiune și densitatea electrolitului se modifică liniar în anumite limite (Fig. 4 și Tabelul 1). Cu cât bateria este descărcată mai adânc, cu atât densitatea electrolitului este mai mică. În consecință, volumul electrolitului conține cantitatea de acid sulfuric necesară pentru utilizarea completă a substanței active a plăcilor în reacție.

Conductivitatea ionică este inerentă multor compuși chimici care au o structură ionică, cum ar fi sărurile în stare solidă sau topită, precum și multe soluții apoase și neapoase. Disocierea electrolitică este înțeleasă ca descompunerea moleculelor de electroliți în soluție cu formarea de ioni încărcați pozitiv și negativ - cationi și anioni. Gradul de disociere este adesea exprimat ca procent. Acest lucru se explică prin faptul că concentrațiile de cupru și argint metalic sunt introduse în constanta de echilibru.

Acest lucru se explică prin faptul că concentrația de apă în timpul reacțiilor în soluții apoase se modifică foarte ușor. Prin urmare, se presupune că concentrația rămâne constantă și este introdusă în constanta de echilibru. Deoarece electroliții formează ioni în soluții, așa-numitele ecuații ale reacțiilor ionice sunt adesea folosite pentru a reflecta esența reacțiilor.

Termenul de electrolit este utilizat pe scară largă în biologie și medicină. Procesul de dezintegrare a moleculelor într-o soluție de electrolit sau topire în ioni se numește disociere electrolitică. Prin urmare, o anumită proporție de molecule de substanță este disociată în electroliți. Nu există o graniță clară între aceste două grupuri; aceeași substanță poate prezenta proprietățile unui electrolit puternic într-un solvent și unul slab în altul.

Teoria disocierii electrolitice propus de omul de știință suedez S. Arrhenius în 1887.

Disocierea electrolitică- aceasta este descompunerea moleculelor de electroliți cu formarea de ioni încărcați pozitiv (cationi) și încărcați negativ (anioni) în soluție.

De exemplu, acidul acetic se disociază astfel într-o soluție apoasă:

CH3COOH⇄H + + CH3COO - .

Disocierea este un proces reversibil. Dar diferiți electroliți se disociază diferit. Gradul depinde de natura electrolitului, concentrația acestuia, natura solventului, condițiile externe (temperatură, presiune).

Gradul de disociere α - raportul dintre numărul de molecule descompuse în ioni și numărul total de molecule:

α=v´(x)/v(x).

Gradul poate varia de la 0 la 1 (de la absența disocierii până la completarea sa). Indicat ca procent. Se determină experimental. În timpul disocierii electrolitului, numărul de particule din soluție crește. Gradul de disociere indică puterea electrolitului.

Distinge puternicși electroliți slabi.

Electroliți puternici- este vorba de electroliți, al căror grad de disociere depășește 30%.

Electroliți de rezistență medie- sunt cei al căror grad de disociere se împarte în intervalul de la 3% la 30%.

Electroliți slabi- gradul de disociere într-o soluție apoasă 0,1 M este mai mic de 3%.

Exemple de electroliți slabi și puternici.

Electroliții puternici din soluțiile diluate se descompun complet în ioni, de exemplu. α = 1. Dar experimentele arată că disocierea nu poate fi egală cu 1, are o valoare aproximativă, dar nu este egală cu 1. Aceasta nu este o disociere adevărată, ci una aparentă.

De exemplu, lăsați o conexiune α = 0,7. Acestea. conform teoriei Arrhenius, 30% din moleculele nedisociate „plutesc” în soluție. Și 70% au format ioni liberi. Și teoria electrostatică dă o definiție diferită acestui concept: dacă α \u003d 0,7, atunci toate moleculele sunt disociate în ioni, dar ionii sunt liberi doar în proporție de 70%, iar restul de 30% sunt legați de interacțiuni electrostatice.

Gradul aparent de disociere.

Gradul de disociere depinde nu numai de natura solventului și a solutului, ci și de concentrația soluției și a temperaturii.

Ecuația de disociere poate fi reprezentată astfel:

AK ⇄ A- + K + .

Iar gradul de disociere poate fi exprimat astfel:

Odată cu creșterea concentrației soluției, gradul de disociere a electrolitului scade. Acestea. valoarea gradului pentru un anumit electrolit nu este o valoare constantă.

Deoarece disocierea este un proces reversibil, ecuațiile vitezei de reacție pot fi scrise după cum urmează:

Dacă disocierea este echilibru, atunci ratele sunt egale și, ca rezultat, obținem constanta de echilibru(constanta de disociere):

K depinde de natura solventului și de temperatură, dar nu depinde de concentrația soluțiilor. Din ecuație se poate observa că cu cât sunt mai multe molecule nedisociate, cu atât valoarea constantei de disociere a electrolitului este mai mică.

Acizi polibazici disociați în trepte și fiecare pas are propria sa valoare a constantei de disociere.

Dacă un acid polibazic se disociază, atunci primul proton se desprinde cel mai ușor și, pe măsură ce sarcina anionului crește, atracția crește și, prin urmare, protonul este separat mult mai dificil. De exemplu,

Constantele de disociere ale acidului fosforic în fiecare etapă ar trebui să fie foarte diferite:

I - etapa:

II - etapa:

III - etapa:

În prima etapă, acidul fosforic este un acid de putere medie, iar la a 2-a este slab, la a 3-a este foarte slab.

Exemple de constante de echilibru pentru unele soluții de electroliți.

Luați în considerare un exemplu:

Dacă se adaugă cupru metalic la o soluție care conține ioni de argint, atunci în momentul echilibrului, concentrația de ioni de cupru ar trebui să fie mai mare decât concentrația de argint.

Dar constanta are o valoare scăzută:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Ceea ce sugerează că până la atingerea echilibrului, foarte puțină clorură de argint se dizolvase.

Concentrația de cupru și argint metalic este introdusă în constanta de echilibru.

Produs ionic al apei.

Tabelul de mai jos conține date:

Această constantă se numește produs ionic al apei, care depinde doar de temperatură. Conform disocierii, există un ion hidroxid pentru 1 ion H +. În apa pură, concentrația acestor ioni este aceeași: [ H + ] = [Oh - ].

Prin urmare, [ H + ] = [Oh- ] = = 10-7 mol/l.

Dacă în apă se adaugă o substanță străină, cum ar fi acidul clorhidric, concentrația ionilor de hidrogen va crește, dar produsul ionic al apei nu depinde de concentrație.

Și dacă adăugați alcali, atunci concentrația de ioni va crește, iar cantitatea de hidrogen va scădea.

Concentrarea și sunt interconectate: cu cât o valoare este mai mare, cu atât mai puțin cealaltă.

Aciditatea soluției (pH).

Aciditatea soluțiilor este de obicei exprimată prin concentrația de ioni H+.În medii acide pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, în alcalin - pH> 10 -7 mol/l.
Aciditatea unei soluții este exprimată în termeni de logaritmul negativ al concentrației ionilor de hidrogen, numindu-l pH.

pH = -lg[ H + ].

Relația dintre constantă și gradul de disociere.

Luați în considerare un exemplu de disociere a acidului acetic:

Să găsim o constantă:

Concentrația molară С=1/V, substituim în ecuație și obținem:

Aceste ecuații sunt prin legea de reproducere a lui W. Ostwald, conform căreia constanta de disociere a electrolitului nu depinde de diluția soluției.