Диссоциация кислот, оснований и солей.

В соответствии с теорией электролитической диссоциации С. Аррениуса кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы Н⁺ и соответствующие анионы; основания - на ионы ОН и катионы; соли - на анионы и катионы. Сила любого электролита определяется степенью диссоциации a или связанной с ней константой диссоциации К_д (см. формулы 6.15 и 6.17). При этом сила электролита зависит и от концентрации. Для обычных концентраций (примерно 0,1 М) сильными будут электролиты с a » 1, с учётом ассоциации ионов при a_каж > 0,7 величина с К_д > 5·10^-2.

Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато, причем константа и степень диссоциации в каждой ступени обычно уменьшаются на 3¸7 порядков, так что часто можно учитывать лишь диссоциацию по 1-й ступени:

1. H₃PO₄ H₂PO₄^- + H⁺ К₁ = 7,4×10^-3 ;

2. H₂PO₄^- НPO₄^2- + H⁺ К₂ = 6,3×10^-8 ;

3. НPO₄^2- PO₄^3- + H⁺ К₃ = 4,4×10^-13.

Растворимые средние соли (Na₂CO₃, NaCl, K₂SO₄ и др.) - обычно сильные электролиты и диссоциируют в воде нацело. Например:

Na₂CO₃ = 2Na⁺ + CO₃^2- .

Кислые соли диссоциируют по первой ступени на катион металла и гидроанион:

NaHCO₃ Na⁺ + HCO₃^- ,

основные соли - на гидроксокатион и анион:

MgOHCl MgOH⁺ + Cl^- .