Solubil în apă - alcaline insolubile în apă. Bazele sunt compuși complecși care, la disociere, formează doar ioni de hidroxid ca anioni.Ca anioni, numai ionii se formează la disociere.

Electrolit - substanţă, care conduce electricitate din cauza disociere pe ionii ce se întâmplă în solutiiȘi se topește, sau mișcarea ionilor în rețele cristaline electroliți solizi. Exemple de electroliți sunt solutii apoase acizi, săruriȘi temeiuri si ceva cristale(De exemplu, iodură de argint, zirconiu). electroliți - conductoare de al doilea fel, substanțe a căror conductivitate electrică se datorează mobilității ionilor.

Pe baza gradului de disociere, toți electroliții sunt împărțiți în două grupuri

Electroliți puternici- electroliți, al căror grad de disociere în soluții este egal cu unul (adică se disociază complet) și nu depinde de concentrația soluției. Aceasta include marea majoritate a sărurilor, alcalinelor, precum și a unor acizi (acizi puternici precum: HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4).

Electroliți slabi- gradul de disociere este mai mic decât unitatea (adică nu se disociază complet) și scade odată cu creșterea concentrației. Acestea includ apa, un număr de acizi (acizi slabi, cum ar fi HF), baze ale elementelor p, d și f.

Nu există o graniță clară între aceste două grupuri; aceeași substanță poate prezenta proprietățile unui electrolit puternic într-un solvent și a unuia slab în altul.

Raport izotonic(De asemenea Factorul Van't Hoff; notat i) este un parametru adimensional care caracterizează comportamentul unei substanțe în soluție. Este numeric egal cu raportul dintre valoarea unei proprietăți coligative a unei soluții a unei substanțe date și valoarea aceleiași proprietăți coligative a unui non-electrolit de aceeași concentrație, cu alți parametri ai sistemului neschimbați.

Principalele prevederi ale teoriei disocierii electrolitice

1. Când sunt dizolvați în apă, electroliții se descompun (se disociază) în ioni - pozitivi și negativi.

2. Sub acțiunea unui curent electric, ionii capătă o mișcare direcționată: particulele încărcate pozitiv se deplasează spre catod, particulele încărcate negativ se deplasează spre anod. Prin urmare, particulele încărcate pozitiv sunt numite cationi, iar particulele încărcate negativ sunt numite anioni.

3. Mișcarea direcțională are loc ca urmare a atracției de către electrozii lor încărcați opus (catodul este încărcat negativ, iar anodul este încărcat pozitiv).

4. Ionizarea este un proces reversibil: în paralel cu descompunerea moleculelor în ioni (disocierea), se derulează procesul de combinare a ionilor în molecule (asocierea).

Pe baza teoriei disocierii electrolitice, pot fi date următoarele definiții pentru principalele clase de compuși:

Electroliții se numesc acizi, în timpul disocierii cărora se formează doar ionii de hidrogen ca cationi. De exemplu,

HCI → H + + CI -; CH3COOH H++ CH3COO-.

Bazicitatea unui acid este determinată de numărul de cationi de hidrogen care se formează în timpul disocierii. Deci, HCl, HNO3 sunt acizi monobazici, H2SO4, H2CO3 sunt dibazici, H3PO4, H3AsO4 sunt tribazici.

Bazele se numesc electroliți, în timpul disocierii cărora se formează doar ionii de hidroxid ca anioni. De exemplu,

KOH → K + + OH - , NH 4 OH NH 4 + + OH - .

Bazele solubile în apă se numesc alcalii.

Aciditatea unei baze este determinată de numărul de grupări hidroxil ale acesteia. De exemplu, KOH, NaOH sunt baze cu un singur acid, Ca (OH) 2 este cu doi acizi, Sn (OH) 4 este cu patru acizi etc.

Sărurile sunt numite electroliți, în timpul disocierii cărora se formează cationi metalici (precum și ionul NH 4 +) și anioni de reziduuri acide. De exemplu,

CaCl2 → Ca2+ + 2Cl-, NaF → Na + + F-.

Electroliții, în timpul disocierii cărora, în funcție de condiții, se pot forma simultan atât cationi de hidrogen, cât și anioni - ioni de hidroxid, se numesc amfoteri. De exemplu,

H20H+ + OH-, Zn (OH)2Zn2+ + 2OH-, Zn (OH)22H + + ZnO22- sau Zn (OH)2 + 2H2O2- + 2H+.

Cation- pozitiv taxat si el. caracterizat printr-un pozitiv incarcare electrica: de exemplu, NH4+ - cation individual încărcat, Ca2+

cation dublu încărcat. ÎN câmp electric cationii trec la negativ electrod - catod

Derivat din grecescul καθιών „coborând, coborând”. Termen introdus Michael Faraday V 1834.

Anion - atom, sau moleculă, incarcare electrica care este negativ, din cauza excesului electroni comparativ cu numărul de pozitive taxe elementare. Deci anionul este încărcat negativ si el. Sarcina de anioni discretși se exprimă în unități de sarcină electrică negativă elementară; De exemplu, Cl− este un anion încărcat unic, iar restul acid sulfuric SO 4 2− este un anion dublu încărcat. Anionii se găsesc în soluțiile majorității săruri, aciziȘi temeiuri, V gazele, De exemplu, H− , precum și în rețele cristaline conexiuni cu legătură ionică, de exemplu, în cristale sare de masă, V lichide ionice si in se topește mulți substanțe anorganice.

Acizii sunt compuși complecși care, atunci când sunt disociați, formează doar ioni de hidrogen ca cationi.

Echilibrul în sistemele care conțin compuși complecși. Stabilitatea compușilor complecși.

Sfera exterioară este legată de ionul complex predominant prin forțe electrostatice (ionogen). Prin urmare, în soluții, compușii complecși suferă cu ușurință disociere odată cu desprinderea sferei exterioare, similar cu disocierea electroliților puternici. Această disociere se numește disociere primară compus complex.

Din punctul de vedere al disocierii electrolitice, compușii complecși sunt împărțiți în acizi, baze și săruri.

De exemplu:

De exemplu:

Sărurile sunt compuși complecși care, atunci când sunt disociate, nu formează ioni de hidrogen și ioni de hidroxid.

De exemplu:

Complecșii neutri sunt non-electroliți și nu suferă disociere primară.

În reacțiile de schimb, ionii complecși trec de la un compus la altul fără a le schimba compoziția.

EXEMPLUL 12. Alcătuiți ecuațiile moleculare și ionice pentru reacțiile de schimb dintre azotatul de cupru (II) și un compus complex de fier, în urma căruia se formează o sare complexă insolubilă.

EXEMPLUL 13. în interacţiunea azotatului de plumb (II) cu un compus complex, precipită un precipitat de clorură de plumb. Scrieți ecuațiile moleculare și ionice pentru reacțiile de schimb.

Liganzii sunt legați de agentul de complexare legătură covalentă, care este mult mai puternic decât cel ionic. Prin urmare, degradarea sferei interioare a compusului complex este observată într-o mică măsură și are un caracter. Dezintegrarea reversibilă a sferei interioare se numește disocierea secundară a compusului complex.

De exemplu, o bază complexă este un electrolit puternic și se disociază ușor într-un ion complex și ioni de hidroxid.

În același timp, folosind metode sensibile de analiză, este posibil să se detecteze o concentrație foarte mică de ioni și molecule de amoniac în soluție, care se formează ca urmare a disocierii sferei interioare și a stabilirii echilibrului.

Disociarea ionilor complecși, precum și disocierea electronilor slabi, se desfășoară într-un grad nesemnificativ și pot fi caracterizate cantitativ prin constanta de disociere, care este denumită în mod obișnuit constanta de instabilitate a compusului complex (LA cuib.). Constanta de instabilitate a ionului complex poate fi exprimată ca în felul următor:

Disocierea ionilor complecși are loc în trepte, iar fiecare etapă de disociere este caracterizată de propria sa constantă de instabilitate. În timpul disocierii ionilor se stabilește următorul echilibru:

În calcule, în cele mai multe cazuri, se folosește constanta generală de instabilitate a ionului complex, care este egală cu produsul constantelor trepte.

Stabilitatea relativă a unui ion complex este judecată după valoarea constantei sale de instabilitate. Cu cât această valoare este mai mică, cu atât complexul este mai stabil; cu atât mai mult – cu atât mai instabil. Deci, comparând constantele de instabilitate ale aceluiași tip de ioni complexi.

se poate concluziona că cel mai stabil dintre acești ioni este cel din urmă, iar cel mai puțin stabil este primul.

Compararea constantelor de instabilitate ale complexelor de același tip face, de asemenea, posibilă, într-un număr de cazuri, determinarea direcției deplasării echilibrului.

Proprietăți acido-bazice compusi organici, ionizare. Rolul ionizării în dezvoltare activitate biologică

Conform teoriei disocierii electrolitice a lui Arrhenius (1887), acizii sunt substanțe care se disociază în soluții apoase cu formarea doar a cationilor de hidrogen H + ca cationi, bazele sunt substanțe, în timpul disocierii cărora se formează doar anioni hidroxid OH - ca anionii. Aceste definiții sunt valabile pentru acele reacții care au loc în soluții apoase. În același timp, se cunoștea un număr mare de reacții care duceau la formarea sărurilor, dar reactanții nu erau acizi și baze conform teoriei Arrhenius. În 1923, au fost propuse două teorii ale acizilor și bazelor: teoria protolitică a lui Brønsted și Lowry și teoria electronică a lui Lewis.

Conform teoriei protolitice, acizi – aceștia sunt ioni sau molecule capabile să doneze un cation de hidrogen, adică. substanțe care donează protoni . Fundații – acestea sunt molecule sau ioni capabili să atașeze un cation de hidrogen, adică substanțe care sunt acceptoare de protoni sau donatori ai unei perechi de electroni necesari pentru adăugarea unui proton. Conform acestei teorii, un acid și o bază alcătuiesc o pereche conjugată și sunt legate prin ecuația: acid ↔ bază + H +.

În teoria protolitică, conceptele de acizi și baze se referă doar la funcția pe care o îndeplinește o substanță într-o reacție dată. Aceeași substanță, în funcție de partenerul de reacție, poate îndeplini atât funcția unui acid, cât și a unei baze:

De obicei, aciditatea este definită în raport cu apa ca bază. O evaluare cantitativă a acidității (tăria acidului) se realizează prin compararea constantelor de echilibru ale reacțiilor pentru transferul unui proton de la un acid la o bază.

Concentrația de apă practic nu se modifică, prin urmare, înmulțind părțile din dreapta și din stânga acestei ecuații cu [H 2 O], obținem următoarea expresie:

Ka - constanta de aciditate, cu cât valoarea constantei de aciditate este mai mare, cu atât acidul este mai puternic.În practică, pentru comoditate, adesea nu constanta de aciditate este utilizată, ci logaritmul zecimal negativ al constantei de aciditate, numit indicele de aciditate pK a \u003d - lg K a. Pentru acidul acetic, constanta de aciditate este K a \u003d 1,75 10 -5, iar indicele de aciditate pK a \u003d 4,75. Cum valoare mai mică pKa, cu atât acidul este mai puternic. La o mai puternică acid formic aceste valori sunt egale, respectiv: K a = 1,7 ·10 -4 , pK a = 3,77.

Analiza comparativa tări acide (aprecierea calitativă) se realizează prin compararea stabilității bazelor conjugate (anionilor) corespunzătoare acizilor. Cu cât anionul (baza) conjugat la acid este mai stabil, cu atât acidul conjugat cu acesta este mai puternic. Stabilitatea anionilor depinde de gradul de delocalizare a sarcinii negative - cu cât sarcina negativă este mai delocalizată, cu atât anionul este mai stabil, cu atât acidul conjugat este mai puternic.

Gradul de delocalizare a sarcinii negative depinde de următorii factori:

din natura atomului de centru acid, i.e. asupra electronegativității și razei sale (polarizabilitate);

asupra naturii radicalului asociat cu acesta;

din structura electronica anion;

4) din influența solventului.

Influența naturii atomului de centru acid

În funcție de natura centrului acid, există: OH-acizi (alcooli, fenoli, acizi carboxilici), SH-acizi (tioli), NH-acizi (amide, amine), CH-acizi (hidrocarburi). Pentru a considera influența electronegativității atomului centrului acid, luăm compuși în care atomii centrului acid sunt asociați cu aceiași substituenți: CH 4, NH 3, H 2 O. Toți atomii centrelor acidului sunt localizați în În aceeași perioadă, electronegativitatea crește de la carbon la oxigen, în aceeași direcție are loc o creștere a polarității legăturilor și o scădere a forței legăturilor atomilor centrilor acizi cu un atom de hidrogen. Astfel, putem spune că capacitatea compușilor de a separa cationul de hidrogen crește la trecerea de la metan la apă, adică. fi donatori de protoni. În acest caz, în seria de anioni emergenti H 3 C - , H 2 N - , HO - stabilitatea lor crește, deoarece odată cu creșterea electronegativității atomului de centru acid, capacitatea acestuia de a menține o sarcină negativă crește. În seria de compuși metan - amoniac - apă, proprietățile acide sunt îmbunătățite. Comparând molecula de H 2 S cu aceste trei molecule, este necesar să se țină seama nu numai de electronegativitatea atomului de sulf, ci și de raza atomică a sulfului și de polarizabilitatea acestui atom. Sulful este intermediar în electronegativitate între carbon și azot. Pe baza raționamentului de mai sus, ne-am aștepta ca proprietățile acide ale H2S să fie mai pronunțate decât cele ale metanului, dar mai slabe decât cele ale amoniacului. Dar atomul de sulf dintre situsurile acide considerate are cea mai mare rază atomică (ca element al celei de-a treia perioade), ceea ce determină o lungime mai mare a legăturii cu atomul de hidrogen și puterea sa mai mică. În plus, raza atomică, care este mai mare decât cea a altor situsuri acide, oferă o polarizabilitate mai mare a atomului de sulf, adică capacitatea anionului HS de a dispersa densitatea electronilor și sarcina negativă într-un volum mai mare, ceea ce crește stabilitatea. a acestui anion în comparaţie cu cele discutate mai sus. Astfel, acești acizi și bazele lor conjugate corespunzătoare (anionii) pot fi aranjați pe rând în funcție de îmbunătățirea proprietăților acide și de creșterea stabilității anionilor:

O imagine similară este observată și pentru compușii în care atomul de centru acid este legat de același radical organic:

acizi C-H prezintă cele mai slabe proprietăți acide, deși alcanii, alchenele și alchinele diferă oarecum în ceea ce privește aciditatea.

Creșterea acidității în această serie se datorează unei creșteri a electronegativității atomului de carbon în timpul trecerii de la hibridizarea sp 3 - la sp.

Influența substituenților legați de situl acid

Substituenții atrăgătoare de electroni cresc aciditatea conexiuni. Prin deplasarea densității electronilor asupra lor înșiși, ei contribuie la creșterea polarității și la scăderea forței legăturii dintre atomul central acid și atomul de hidrogen și facilitează eliminarea unui proton. Deplasarea densității electronilor către substituentul atrăgător de electroni duce la o delocalizare mai mare a sarcinii negative în anion și la o creștere a stabilității acestuia.

Substituenții donatori de electroni reduc aciditatea compușilor, deoarece deplasează densitatea electronică de la ei înșiși, ceea ce duce la localizarea unei sarcini negative pe atomul centrului acid din anion și la o scădere a stabilității acestuia, o creștere a energiei sale, ceea ce face dificilă formarea acestuia.

Influența structurii electronice a anionilor

Gradul de delocalizare a sarcinii negative în anion și stabilitatea acestuia sunt puternic afectate de prezența unui sistem conjugat și de manifestarea efectului mezomer. Delocalizarea sarcinii negative de-a lungul sistemului de conjugare duce la stabilizarea anionului, adică la îmbunătățirea proprietăților acide ale moleculelor.

Moleculele de acizi carboxilici și fenol formează anioni mai stabili și prezintă proprietăți acide mai puternice decât alcoolii alifatici și tiolii, în care efectul mezomer nu se manifestă.

Efect de solvent

Efectul solventului asupra manifestării proprietăților acide ale compusului poate fi semnificativ. Deci, de exemplu, acidul clorhidric, care este un acid puternic într-o soluție apoasă, practic nu prezintă proprietăți acide într-o soluție de benzen. Apa, ca solvent ionizant eficient, solvată ionii formați, stabilizându-i astfel. Moleculele de benzen, fiind nepolare, nu pot provoca ionizarea semnificativă a moleculelor de clorură de hidrogen și nu pot stabiliza ionii formați din cauza solvației.

În teoria protolitică a acizilor și bazelor, se disting două tipuri de baze - p-baze și n-baze(baze de oniu).

bazele p sunt compuși care furnizează o pereche de electroni de legătură p pentru a forma o legătură cu un proton. Acestea includ alchene, diene, compuși aromatici. Sunt baze foarte slabe, deoarece o pereche de electroni nu este liberă, ci formează o legătură p, adică aparține ambilor atomi. Pentru educație s-legăturile cu un proton trebuie mai întâi să rupă legătura p, ceea ce necesită energie.

n-baze (baze de oniu) - Acestea sunt molecule sau ioni care furnizează o pereche singură de electroni p pentru a forma o legătură cu un proton. După natura centrului de bază, există: baze de amoniu, baze de oxoniu și baze de sulfoniu.

baze de amoniu - aceștia sunt compuși în care centrul bazicității este un atom de azot cu o singură pereche de electroni p (amine, amide, nitrili, heterocicli care conțin azot, imine etc.)

Baze de oxoniu- sunt compuși în care centrul bazicității este un atom de oxigen cu o singură pereche de electroni p (alcooli, simpli și esteri, aldehide, cetone, acizi carboxilici etc.)

baze de sulfoniu - aceștia sunt compuși în care centrul bazicității este un atom de sulf cu o singură pereche de electroni p (tioalcooli, tioeteri etc.).

Rezistența bazei B în apă poate fi estimată luând în considerare echilibrul:

Constanta de bazicitate K B, precum și constanta de aciditate K a, pentru comoditate, se exprimă prin valoarea pK B, numeric egală cu logaritmul zecimal negativ al constantei de bazicitate. Cu cât constanta de bazicitate K B este mai mare și cu cât pK B este mai mică, cu atât baza este mai puternică.

Pentru cuantificarea tăriei bazelor se folosește și indicele de aciditate pK a al acidului conjugat BH +, notat cu pK BH +:

Cu cât valoarea lui K BH + este mai mică și cu cât valoarea lui pK BH + este mai mare, cu atât baza este mai puternică. Valorile pK B în apă pot fi convertite în pK BH + folosind raportul: pK B + pK BH + = 14.

Puterea bazelor depinde de: 1) natura atomului centrului principal - electronegativitate și polarizabilitate (pe raza atomului); 2) din efectele electronice ale substituenților asociați cu centrul principal; 3) din influența solventului.

Influența naturii atomului centrului principal

Odată cu o creștere a electronegativității atomului din centrul principal, puterea bazelor scade, deoarece cu cât electronegativitatea este mai mare, cu atât atomul își menține mai puternic perechea de electroni și, prin urmare, este mai dificil pentru el să o furnizeze. formează o legătură cu un proton. Pe baza acestui fapt, bazele de oxoniu sunt mai slabe decât bazele de amoniu care conțin aceiași substituenți în centrul principal:

Bazele de sulfoniu care conțin aceiași substituenți la centrul principal prezintă proprietăți de bază și mai slabe. Atomul de sulf, deși mai puțin electronegativ decât atomii de oxigen și azot, are o rază atomică mai mare și se caracterizează printr-o polarizabilitate mai mare, deci este mai dificil să se asigure perechea de electroni singuratică a stratului exterior pentru a forma o legătură cu un proton.

Influența deputaților asociați cu centrul principal

Substituenții donor de electroni, prin deplasarea densității electronilor către atomul centrului principal, facilitează adăugarea unui proton, sporind astfel proprietățile de bază. Substituenții care atrage electroni, deplasând densitatea electronilor spre ei înșiși, o reduc în centrul principal, ceea ce face dificilă atașarea unui proton și slăbește proprietățile de bază:

Efectul solventului:

Deoarece o creștere a rezistenței bazei este asociată cu o creștere a capacității de a atașa un proton și, în consecință, cu o creștere a sarcinii negative parțiale pe centrul principal, se poate aștepta o creștere a bazicității în seria bazelor de amoniu NH 3< RNH 2 < R 2 NH < R 3 N в результате усиления индуктивного эффекта при последовательном увеличении числа алкильных групп. В действительности, однако, ряд аминов имеет следующие значения рК ВН + :

După cum era de așteptat, introducerea unei grupări alchil în molecula de amoniac crește semnificativ bazicitatea compușilor, gruparea etil având un efect puțin mai mare decât gruparea metil. Introducerea celei de-a doua grupări alchil duce la o creștere suplimentară a bazicității, dar efectul introducerii sale este mult mai puțin pronunțat. Introducerea unei a treia grupări alchil duce la o scădere vizibilă a bazicității. Această imagine se explică prin faptul că bazicitatea aminei în apă este determinată nu numai de mărimea sarcinii negative care apar pe atomul de azot, ci și de capacitatea cationului format după adăugarea unui proton la solvatare, și, în consecință, stabilizarea acestuia. Cu cât sunt legați mai mulți atomi de hidrogen de atomul de azot, cu atât se manifestă mai multă solvație datorită apariției legăturilor de hidrogen intermoleculare și cu atât cationul devine mai stabil. În seria de compuși de mai sus, bazicitatea crește, dar stabilizarea cationului ca urmare a hidratării în aceeași direcție scade și reduce manifestarea bazicității. O astfel de schimbare nu se observă dacă măsurătorile de bazicitate sunt efectuate în solvenți în care nu există legături de hidrogen: bazicitatea butilaminelor în clorobenzen crește în seria: C 4 H 9 NH 2< (С 4 Н 9) 2 NH < (С 4 Н 9) 3 N.

Prelegerea #5

Reacții competitive de substituție și eliminare nucleofilă la un atom de carbon saturat

În reacțiile de substituție nucleofilă, alcoolii, tiolii, aminele și derivații de halogen acționează ca substraturi; compuși ale căror molecule conțin atomi de carbon hibridizați sp 3 legați printr-o legătură polară covalentă la un atom mai electronegativ grup functional. Anionii și moleculele neutre care au un atom cu una sau mai multe perechi de electroni acționează ca particule nucleofile în aceste reacții.

Se numește descompunerea moleculelor de electrolit în ioni sub acțiunea moleculelor de solvent polar electrolitic disociere. Substanțe ale căror soluții apoase sau topituri conduc electricitate se numesc electroliți.

Acestea includ apă, acizi, baze și săruri. Când sunt dizolvate în apă, moleculele de electroliți se disociază în ioni pozitivi - cationi si negativ- anionii. Procesul de disociere electrolitică este cauzat de interacțiunea substanțelor cu apa sau alt solvent, ceea ce duce la formarea de ioni hidratați.

Deci, un ion de hidrogen formează un ion de hidroniu:

H+ + H2O «H3O+.

Pentru a simplifica, ionul de hidroniu este scris fără a specifica moleculele de apă, adică H +.

NaCl + nH2O ® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,

sau se acceptă intrarea: NaCl « Na+ + Cl–.

Disocierea acizilor, bazelor, sărurilor

acizi Electroliții se numesc electroliți, în timpul disocierii cărora se formează doar cationi de hidrogen ca cationi. De exemplu,

HNO3 « H+ + NO3–

Acizii polibazici se disociază în trepte. De exemplu, acidul hidrosulfurat se disociază în etape:

H2S « H+ + HS– (primul pas)

HS– « H+ + S2– (a doua etapă)

Disocierea acizilor polibazici are loc în principal în prima etapă. Acest lucru se explică prin faptul că energia care trebuie cheltuită pentru a detașa un ion dintr-o moleculă neutră este minimă și devine mai mare odată cu disocierea prin fiecare pas următor.

temeiuri numiți electroliți care se disociază în soluție, care formează doar ioni de hidroxid ca anioni. De exemplu,

NaOH ® Na+ + OH–

Bazele poliacide se disociază în trepte

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (prima etapă)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (al doilea pas)

Disociarea treptată a acizilor și bazelor explică formarea sărurilor acide și bazice.

Există electroliți care se disociază simultan ca bazici și ca acizi. Sunt chemați amfoter.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Amfoteritatea se explică printr-o mică diferență în puterea legăturilor R–H și O–H.

Electroliții amfoteri includ apă, hidroxizi de zinc, aluminiu, crom (III), staniu (II, IV), plumb (II, IV) etc.

Disocierea unui hidroxid amfoter, cum ar fi Sn(OH)2, poate fi exprimată prin ecuația:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O¯ proprietăți de bază

2H+ + 2–

proprietăți acide

săruri numiți electroliți, care, la disociere, formează cationi metalici sau cationi complecși și anioni de reziduuri acide sau anioni complecși.

Sărurile medii, solubile în apă, se disociază aproape complet

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Sărurile acide se disociază în etape, de exemplu:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (prima etapă)

Anionii sărurilor acide se disociază în continuare nesemnificativ:

HCO3– « H+ + CO32– (a doua etapă)

Disocierea sării bazice poate fi exprimată prin ecuație

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (primul pas)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (al doilea pas)

Cationii sărurilor bazice din a doua etapă se disociază într-o mică măsură.

Sărurile duble sunt electroliți care la disociere formează două tipuri de cationi metalici. De exemplu

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Sărurile complexe sunt electroliți, în timpul disocierii cărora se formează două tipuri de ioni: simpli și complexi. De exemplu:

Na2 « 2Na+ + 2–

Caracteristica cantitativă a disocierii electrolitice este gradul de disociereA, egal cu raportul dintre numărul de molecule care s-au degradat în ioni (n), la numărul total molecule dizolvate (N)

Gradul de disociere este exprimat în fracții de unitate sau procente.

În funcție de gradul de disociere, toți electroliții sunt împărțiți în puternici (a> 30%), slabi (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Electroliți puternici Când sunt dizolvate în apă, se disociază complet în ioni. Acestea includ: