Określanie siły kwasów i zasad

Silne elektrolity są całkowicie zdysocjowane na jony w wodzie. Kwas lub zasada cząsteczka nie istnieje w roztwór wodny, tylko jony. Słabe elektrolity są całkowicie niezdysocjowane. Oto definicje i przykłady mocne i słabe kwasy oraz silne i słabe zasady.

Silne kwasy całkowicie dysocjują w wodzie, tworząc H⁺ i anion. Istnieje sześć silnych kwasów. Pozostałe są uważane za słabe kwasy. Powinieneś popełnić silne kwasy do pamięci:

• HCl: kwas solny
• HNO₃: kwas azotowy
• H.₂WIĘC₄: Kwas Siarkowy
• HBr: kwas bromowodorowy
• HI: kwas jodowodorowy
• HClO₄: kwas nadchlorowy

Jeśli kwas jest w 100 procentach zdysocjowany w roztworach 1,0 M lub mniej, nazywa się go silnym. Kwas Siarkowy jest uważany za silny dopiero na pierwszym etapie dysocjacji; 100 procent dysocjacji nie jest prawdą, ponieważ rozwiązania stają się bardziej skoncentrowane.

H.₂WIĘC₄ → H.⁺ + HSO₄^-

Słaby kwas tylko częściowo dysocjuje w wodzie dając H⁺ i anion. Przykłady słabych kwasów obejmują kwas fluorowodorowy, HF i kwas octowy, CH₃COOH Słabe kwasy zawierać:

• Cząsteczki zawierające jonizowalny proton. Cząsteczka z początek formuły z H zwykle jest kwasem.
• Kwasy organiczne zawierające jeden lub więcej grupy karboksylowej, -COOH. H jest zdolny do jonizacji.
• Aniony z jonizowalnym protonem (np. HSO₄^- → H.⁺ + SO₄^2-).
• Kationy
• Kationy metali przejściowych
• Kationy metali ciężkich o wysokim ładunku
• NH₄⁺ dysocjuje w NH₃ + H⁺

Silne zasady dysocjują w 100 procentach na kation i OH^- (jon wodorotlenkowy). Zazwyczaj uważa się wodorotlenki metali grupy I i grupy II mocne zasady.

• LiOH: wodorotlenek litu
• NaOH: wodorotlenek sodu
• KOH: wodorotlenek potasu
• RbOH: wodorotlenek rubidu
• CsOH: wodorotlenek cezu
• * Ca (OH)₂: wodorotlenek wapnia
• * Sr (OH)₂: wodorotlenek strontu
• * Ba (OH)₂: wodorotlenek baru

* Te zasady całkowicie dysocjują w roztworach 0,01 M lub mniejszych. Pozostałe zasady wytwarzają roztwory 1,0 M i są w 100 procentach zdysocjowane w tym stężeniu. Istnieją inne silne bazy niż te wymienione, ale nie są one często spotykane.

Przykłady słabych zasad obejmują amoniak, NH₃i dietyloamina (CH₃CH₂)₂NH. Podobnie jak słabe kwasy, słabe zasady nie dysocjują całkowicie w roztworze wodnym.

• Większość słabych zasad to aniony słabych kwasów.
• Słabe zasady nie zapewniają OH^- jony przez dysocjację. Zamiast tego reagują z wodą, wytwarzając OH^- jony