Теории кислот и оснований

Теория Аррениуса

Кислота – вещество, диссоциирующее в растворе с образованием иона водорода (протона) Н⁺.

HCl ® Н⁺ + Cl^-

Основание – вещество, диссоциирующее в растворе с образованием гидроксидного иона ОН^-.

NaOH ® Na⁺ + OH^-

Протолитическая теория (теория Бренстеда-Лоури)

Кислота – донор протонов. Основание – акцептор протонов.

Любой кислоте соответствует сопряженное ей основание и наоборот. Чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей основание.

HCl ® Н⁺          + Cl^–                                           NH₃  + H⁺ ®   NH₄⁺

                                                              

 

 

Протолитическая диссоциация – процесс самоионизации растворителя (воды, жидкого аммиака NH₃, жидкого фтороводорода HF и др.:

H₂O + H₂O    H₃O⁺ + OH^–

Теория Льюиса

Кислота – акцептор электронной пары. Основание – донор электронной пары.

H⁺ +: NH₃ ® NH₄⁺

                                кислота основание

Свойства растворов электролитов

Константа диссоциации К_д – характеристика (константа) равновесия процесса электролитической диссоциации; К_а – константа диссоциации кислоты, К_b – константа диссоциации основания.

Ступенчатые константы диссоциации – набор последовательных К_д в случае диссоциации многоосновных кислот или многокислотных оснований.

(1) H₃PO₄    H⁺ + H₂PO₄^-        

(2) H₂PO₄^-         H⁺ + HPO₄^2-         

(3) HPO₄^2-         H⁺ + PO₄^3-    

Для любого электролита верно, что ; следовательно, диссоциация практически останавливается на первой ступени.

Степень диссоциации α связана с константой диссоциации К_д и молярной концентрацией электролита С_м:

 

В случае слабого электролита (α << 1), 1 – α ≈ 1 получается

 – закон разбавления Оствальда, показывает зависимость степени диссоциации α от концентрации электролита C_M.