Wässrige Lösungen bestimmter Substanzen sind elektrische Stromleiter. Diese Substanzen werden als Elektrolyte klassifiziert. Elektrolyte sind Säuren, Basen und Salze, Schmelzen bestimmter Stoffe.

DEFINITION

Der Prozess der Zersetzung von Elektrolyten in Ionen in wässrigen Lösungen und Schmelzen unter Einwirkung eines elektrischen Stroms wird genannt elektrolytische Dissoziation.

Lösungen einiger Substanzen in Wasser leiten keinen Strom. Solche Substanzen werden Nichtelektrolyte genannt. Dazu gehören viele organische Verbindungen wie Zucker und Alkohole.

Theorie der elektrolytischen Dissoziation

Die Theorie der elektrolytischen Dissoziation wurde vom schwedischen Wissenschaftler S. Arrhenius (1887) formuliert. Die wichtigsten Bestimmungen der Theorie von S. Arrhenius:

- Elektrolyte, wenn sie in Wasser gelöst sind, zerfallen (dissoziieren) in positiv und negativ geladene Ionen;

- unter Einwirkung eines elektrischen Stroms bewegen sich positiv geladene Ionen zur Kathode (Kationen) und negativ geladene zur Anode (Anionen);

— Dissoziation ist ein reversibler Prozess

KA ↔ K + + A −

Der Mechanismus der elektrolytischen Dissoziation besteht in der Ionen-Dipol-Wechselwirkung zwischen Ionen und Wasserdipolen (Abb. 1).

Reis. 1. Elektrolytische Dissoziation von Kochsalzlösung

Substanzen mit einer ionischen Bindung dissoziieren am leichtesten. In ähnlicher Weise tritt Dissoziation in Molekülen auf, die gemäß der Art der polaren kovalenten Bindung gebildet werden (die Natur der Wechselwirkung ist Dipol-Dipol).

Dissoziation von Säuren, Basen, Salzen

Bei der Dissoziation von Säuren entstehen immer Wasserstoffionen (H +) bzw. Hydroniumionen (H 3 O +), die für die Eigenschaften von Säuren (säuerlicher Geschmack, Wirkung von Indikatoren, Wechselwirkung mit Basen usw.) verantwortlich sind .).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Bei der Dissoziation von Basen entstehen immer Hydrogenhydroxid-Ionen (OH -), die für die Eigenschaften von Basen (Verfärbung von Indikatoren, Wechselwirkung mit Säuren etc.) verantwortlich sind.

NaOH ↔ Na + + OH −

Salze sind Elektrolyte, bei deren Dissoziation Metallkationen (oder Ammoniumkation NH 4 +) und Anionen von Säureresten gebildet werden.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

Mehrbasige Säuren und Basen dissoziieren schrittweise.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I-Stufe)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (Stufe II)

Ca(OH) 2 ↔ + + OH – (I-Stufe)

+ ↔ Ca 2+ + OH -

Grad der Dissoziation

Unter Elektrolyten werden schwache und starke Lösungen unterschieden. Um dieses Maß zu charakterisieren, gibt es den Begriff und die Größe des Dissoziationsgrades (). Der Dissoziationsgrad ist das Verhältnis der Anzahl der in Ionen dissoziierten Moleküle zur Gesamtzahl der Moleküle. oft in % ausgedrückt.

Schwache Elektrolyte umfassen Substanzen, bei denen in einer dezimolaren Lösung (0,1 mol / l) der Dissoziationsgrad weniger als 3% beträgt. Zu den starken Elektrolyten zählen Substanzen, bei denen in dezimolarer Lösung (0,1 mol / l) der Dissoziationsgrad mehr als 3 % beträgt. Lösungen starker Elektrolyte enthalten keine undissoziierten Moleküle, und der Prozess der Assoziation (Assoziation) führt zur Bildung von hydratisierten Ionen und Ionenpaaren.

Der Dissoziationsgrad wird insbesondere beeinflusst durch die Art des Lösungsmittels, die Art des gelösten Stoffes, die Temperatur (bei starken Elektrolyten nimmt der Dissoziationsgrad mit steigender Temperatur ab und bei schwachen Elektrolyten durchläuft er ein Maximum im Temperaturbereich von 60 o C), Konzentrieren von Lösungen, Einbringen gleichnamiger Ionen in die Lösung.

Amphotere Elektrolyte

Es gibt Elektrolyte, die bei der Dissoziation sowohl H + - als auch OH – -Ionen bilden. Solche Elektrolyte werden als amphoter bezeichnet, zum Beispiel: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 usw.

H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −

Ionenreaktionsgleichungen

Reaktionen in wässrigen Lösungen von Elektrolyten sind Reaktionen zwischen Ionen – ionische Reaktionen, die unter Verwendung von ionischen Gleichungen in molekularer, vollständig ionischer und reduzierter ionischer Form geschrieben werden. Zum Beispiel:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulare Form)

Ba2+ + 2 Kl − + 2 N / A+ + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2 N / A + + 2 Kl− (vollionische Form)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (abgekürzte ionische Form)

PH Wert

Wasser ist ein schwacher Elektrolyt, daher schreitet der Dissoziationsprozess in geringem Maße fort.

H 2 O ↔ H + + OH -

Das Massenwirkungsgesetz kann auf jedes Gleichgewicht angewendet werden und der Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante kann geschrieben werden:

K = /

Die Gleichgewichtskonzentration von Wasser ist daher ein konstanter Wert.

K = = KW

Die Acidität (Basizität) einer wässrigen Lösung wird zweckmäßigerweise als dezimaler Logarithmus der molaren Konzentration von Wasserstoffionen mit entgegengesetztem Vorzeichen ausgedrückt. Dieser Wert wird als pH-Wert (pH) bezeichnet.

Durch die Fähigkeit von Lösungsmittelmolekülen spielt auch eine makroskopische Eigenschaft des Lösungsmittels, seine Dielektrizitätskonstante, eine gewisse Rolle bei der elektrolytischen Dissoziation (Schema der elektrolytischen Dissoziation).

Dissoziation beim Schmelzen

Unter dem Einfluss hoher Temperaturen beginnen die Ionen des Kristallgitters zu schwingen, die kinetische Energie steigt an und es kommt ein Moment (am Schmelzpunkt der Substanz), in dem sie die Wechselwirkungsenergie der Ionen überschreitet. Die Folge davon ist der Zerfall von Materie in Ionen.

Klassische Theorie der elektrolytischen Dissoziation

Die klassische Theorie der elektrolytischen Dissoziation wurde 1887 von S. Arrhenius und W. Ostwald entwickelt. Arrhenius hielt an der physikalischen Lösungstheorie fest, berücksichtigte die Wechselwirkung eines Elektrolyten mit Wasser nicht und glaubte, dass in Lösungen freie Ionen vorhanden seien. Die russischen Chemiker I. A. Kablukov und V. A. Kistyakovsky verwendeten die chemische Lösungstheorie von D. I. Mendeleev, um die elektrolytische Dissoziation zu erklären, und bewiesen, dass der Elektrolyt beim Auflösen chemisch mit Wasser interagiert, wodurch der Elektrolyt in Ionen dissoziiert.

Die klassische Theorie der elektrolytischen Dissoziation basiert auf der Annahme einer unvollständigen Dissoziation eines gelösten Stoffes, gekennzeichnet durch den Dissoziationsgrad α, d. h. den Anteil an zerfallenen Elektrolytmolekülen. Das dynamische Gleichgewicht zwischen nicht dissoziierten Molekülen und Ionen wird durch das Massenwirkungsgesetz beschrieben. Beispielsweise wird die elektrolytische Dissoziation eines binären Elektrolyten KA durch eine Gleichung wie folgt ausgedrückt:

Die Dissoziationskonstante wird durch die Aktivitäten von Kationen, Anionen und undissoziierten Molekülen wie folgt bestimmt:

Der Wert hängt von der Art des gelösten Stoffs und des Lösungsmittels sowie von der Temperatur ab und kann durch mehrere experimentelle Methoden bestimmt werden. Grad der Dissoziation ( α ) lässt sich bei beliebiger Elektrolytkonzentration nach der Beziehung berechnen:

,

wo ist der durchschnittliche Aktivitätskoeffizient des Elektrolyten.

Schwache Elektrolyte

Schwache Elektrolyte- chemische Verbindungen, deren Moleküle auch in stark verdünnten Lösungen leicht in Ionen dissoziiert sind, die mit undissoziierten Molekülen im dynamischen Gleichgewicht stehen. Schwache Elektrolyte umfassen die meisten organischen Säuren und viele organische Basen in wässrigen und nichtwässrigen Lösungen.

Schwache Elektrolyte sind:

• fast alle organischen Säuren und Wasser;
• einige anorganische Säuren: HF, HClO, HClO 2 , HNO 2 , HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 3 und andere;
• einige schwerlösliche Metallhydroxide: Fe (OH) 3, Zn (OH) 2 usw.

Starke Elektrolyte

Starke Elektrolyte- chemische Verbindungen, deren Moleküle in verdünnten Lösungen fast vollständig in Ionen dissoziiert sind. Der Dissoziationsgrad solcher Elektrolyte liegt nahe bei 1. Starke Elektrolyte umfassen viele anorganische Salze, einige anorganische Säuren und Basen in wässrigen Lösungen sowie in Lösungsmitteln mit hoher Dissoziationsfähigkeit (Alkohole, Amide usw.).

Die klassische Theorie der elektrolytischen Dissoziation ist nur auf verdünnte Lösungen schwacher Elektrolyte anwendbar. Starke Elektrolyte in verdünnten Lösungen sind fast vollständig dissoziiert, sodass das Konzept des Gleichgewichts zwischen Ionen und undissoziierten Molekülen bedeutungslos ist. Nach den Ideen, die in den 20-30er Jahren vorgebracht wurden. 20. Jahrhundert V. K. Semenchenko (UdSSR), N. Bjerrum (Dänemark), R. M. Fuoss (USA) und andere bilden in Lösungen starker Elektrolyte bei mittleren und hohen Konzentrationen Ionenpaare und komplexere Aggregate. Moderne spektroskopische Daten zeigen, dass ein Ionenpaar aus zwei Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen besteht, die in Kontakt sind („Kontaktionenpaar“) oder durch ein oder mehrere Lösungsmittelmoleküle getrennt sind („getrenntes Ionenpaar“). Ionenpaare sind elektrisch neutral und nehmen nicht an der Übertragung von Elektrizität teil. In relativ verdünnten Lösungen starker Elektrolyte kann das Gleichgewicht zwischen einzelnen solvatisierten Ionen und Ionenpaaren, ähnlich der klassischen Theorie der elektrolytischen Dissoziation, näherungsweise durch die Dissoziationskonstante (oder Kehrwert - die Assoziationskonstante) charakterisiert werden. Dadurch kann die obige Gleichung verwendet werden, um den geeigneten Dissoziationsgrad aus experimentellen Daten zu berechnen.

In den einfachsten Fällen (große einatomige, einfach geladene Ionen) können die ungefähren Werte der Dissoziationskonstante in verdünnten Lösungen starker Elektrolyte theoretisch berechnet werden, basierend auf dem Konzept der rein elektrostatischen Wechselwirkung zwischen Ionen in einem kontinuierlichen Medium - einem Lösungsmittel.

Beispiele für starke Elektrolyte: einige Säuren (HClO 4, HMnO 4, H 2 SO 4, HCl, HBr; HI), Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (NaOH, KOH, Ba (OH) 2); die meisten Salze.

siehe auch

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Or ionization (lit. Svante Arrhenius, Ueber die Dissoziation der in Wasser gelösten Stoffe, Zeitschr. für physikalische Chemie, 1887; Sv. Arrhenius, La disociation électrolytique des solutions. Rapport au Congrès internat. à Paris 1900; Max ... Enzyklopädisches Wörterbuch F.A. Brockhaus und I.A. Efron

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Bücher

• Chemietests. elektrolytische Dissoziation. Sauerstoff und Schwefel. Klasse 9 Zum Lehrbuch von G. E. Rudzitis, F. G. Feldman Chemistry. Klasse 9

Theorie
elektrolytisch
Dissoziation

Ziele. Das Konzept der "elektrolytischen Dissoziation" auf der Grundlage der Atom- und Molekültheorie, der Theorie der elektrolytischen Dissoziation von S. Arrhenius und der Hydrattheorie der Lösungen von D. I. Mendeleev in Studenten zu bilden. Nennen Sie den Grund für die elektrische Leitfähigkeit von Lösungen, diskutieren Sie die Bedeutung und Anwendung der Theorie.
Ausrüstung und Reagenzien. Reagenzgläser, zwei Messzylinder, Pipetten, ein Gerät zur Prüfung der elektrischen Leitfähigkeit von Lösungen, Gläser, Glasstäbe;
Wasser, konzentrierte Schwefel- und Essigsäure, festes Natriumhydroxid, Natriumchlorid, Kupfer(II)-sulfat, 100 ml einer Lösung von Methylorange in Aceton, Lösungen von Kupfer(II)-sulfat, Natriumchlorid, Calciumhydroxid, Bariumnitrat, Barium Chlorid, Silbernitrat, Salzsäure, Natriumcarbonat, Magnesiumchlorid, Aluminiumchlorid, granuliertes Zink, Eisenpulver, granuliertes Aluminium.

Thema Gliederung

• Eigenschaften wässriger und nichtwässriger Lösungen verschiedener Klassen anorganischer Verbindungen.
• Auflösung in Wasser aus der Sicht der elektronischen Theorie.
• Dissoziation von Elektrolyten in Lösung.
• Der Grad der elektrolytischen Dissoziation. Schwache und starke Elektrolyte.

WÄHREND DER KLASSEN

Lehrer. Wussten Sie, dass sich Stoffe nicht nur in Wasser, sondern auch in anderen Lösungsmitteln lösen? Wenn ja, geben Sie bitte Beispiele an.(Die Schüler geben Beispiele für sich auflösende Substanzen.)
Lassen Sie uns herausfinden, ob ein Lösungsmittel für den Ablauf der Reaktion benötigt wird und ob die Art des Lösungsmittels in diesem Fall wichtig ist. Nehmen wir konzentrierte Schwefelsäure und tropfen Zink hinein. Wird es eine Reaktion geben?(Führt ein Laborexperiment durch.)
Student.Zink reagiert beim Erhitzen mit konzentrierter Schwefelsäure. Dadurch wird Gas freigesetzt SO 2 (schreiben Sie die Reaktionsgleichung an die Tafel):

Lehrer.Wird Wasserstoff freigesetzt? Und jetzt gießen wir den Inhalt des Reagenzglases (aus Erfahrung) sehr vorsichtig in ein Reagenzglas mit Wasser. Die Reaktion hat begonnen, viel Wärme wird freigesetzt. Bitte beachten Sie, dass die Reaktion ohne Wasser fast nicht weiterging, obwohl Wasser unter normalen Bedingungen nicht mit Zink interagiert.
Machen wir noch ein Experiment. Wir mischen zuerst die Feststoffe: Natriumhydroxid und Kupfer (II) -sulfat und dann ihre Lösungen. Die Reaktion zwischen festen Reagenzien findet nicht statt und in der Lösung bildet sich ein blauer Niederschlag. Schreiben Sie in Ihre Hefte die Gleichung der chemischen Reaktion:

2NaOH + CuSO 4 \u003d Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4.

Aus den Ergebnissen der Experimente schließen wir, dass Wasser in chemischen Reaktionen keineswegs ein passives Medium ist. Substanzen unterliegen Veränderungen unter ihrem Einfluss. Wasser bewirkt, dass Elektrolyte in Ionen zerfallen.
Betrachten Sie den Prozess der Auflösung von Elektrolyten in Wasser. Dazu musst du dir merken, was Wertigkeit ist und welche Arten von chemischen Bindungen du kennst.
Die Schüler beantworten die Fragen. Bei der Betrachtung der Ionenbindung orientieren wir uns am Modell des Kristallgitters von Natriumchlorid. Wir wiederholen die kovalente polare Bindung am Beispiel der Struktur von Wassermolekülen.
Lehrer.Im Allgemeinen ist das Wassermolekül nicht geladen. Aber innerhalb des Moleküls H2O Die Wasserstoff- und Sauerstoffatome sind so angeordnet, dass sich die positiven und negativen Ladungen an entgegengesetzten Enden des Moleküls befinden (Abb. 1). Daher ist das Wassermolekül ein Dipol.

Mechanismus der elektrolytischen Dissoziation NaCl Wenn Salz in Wasser gelöst wird, besteht es in der sequentiellen Eliminierung von Natrium- und Chlorionen durch polare Wassermoleküle. Nach dem Übergang von Ionen Na+ und Kl - Hydrate dieser Ionen werden aus dem Kristall in die Lösung gebildet.(Als nächstes erkläre ich die Zeichnung (Abb. 2, siehe S. 36) des Lehrbuchs: Feldman F. G., Rudzitis G. E.. Chemie-9. M.: Aufklärung, 1999, p. 4.) Und wie reagieren polare Elektrolytmoleküle mit Wassermolekülen? Betrachten Sie dies am Beispiel der Salzsäure (Abb. 3,
siehe S. 36 ) .

Wenn Salzsäure in Wasser gelöst wird (in Molekülen HCl die Bindung zwischen Atomen ist kovalent stark polar), ändert sich die Natur der chemischen Bindung. Unter dem Einfluss polarer Wassermoleküle wird eine polare kovalente Bindung in eine ionische umgewandelt. Die resultierenden Ionen bleiben mit Wassermolekülen verbunden - hydratisiert. Wenn das Lösungsmittel nichtwässrig ist, werden die Ionen als solvatisiert bezeichnet.

Das Vorhandensein von Ionen in Lösungen von Säuren, Laugen und Salzen kann durch Austauschreaktionen nachgewiesen werden. Machen wir folgende Experimente:

Wechselwirkung von Kupfer(II)sulfat mit:
a) Bariumnitrat;
b) Bariumchlorid;
c) Natriumhydroxid;
d) Calciumhydroxid;

Wechselwirkung von Silbernitrat mit:
e) Salzsäure;
e) Natriumchlorid.

Schreiben wir die Gleichungen chemischer Reaktionen:

a) СuSO 4 + Ba (NO 3) 2 = Cu (NO 3) 2 + BaSO 4;

b) CuSO 4 + BaCl 2 = CuCl 2 + BaSO 4;

c) СuSO 4 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + Cu (OH) 2;

d) CuSO 4 + Ca (OH) 2 \u003d CaSO 4 + Cu (OH) 2;

e) AgNO 3 + HCl = HNO 3 + AgCl;

f) AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl.

Aus diesen Reaktionen lassen sich folgende Schlüsse ziehen:
1) Metallionen, Hydroxylgruppen und Säurereste reagieren in wässrigen Lösungen als unabhängige Teilchen;
2) Hydroxylgruppen, Säurereste, Wasserstoffatome von Säuren und Metallatome von Salzen sind jene elektrisch geladenen Teilchen, die in Lösungen von Säuren, Laugen und Salzen vorkommen.
Schreiben wir die Definition des Konzepts auf: " Elektrolytische Dissoziation- Dies ist der Prozess der Zersetzung des Elektrolyten in Ionen, wenn er in Wasser gelöst oder geschmolzen wird.
Da die Anzahl der Wassermoleküle, die Ionen anlagern, unbekannt ist, wird der Prozess der Dissoziation von Säuren, Laugen und Salzen einfach wie folgt dargestellt:

HCl \u003d H + + Cl -,

NaOH \u003d Na + + OH -,

NaCl \u003d Na + + Cl -.

Mehrbasige Säuren und Säuresalze dissoziieren schrittweise. Um die unvollständige Dissoziation von Molekülen und Ionen zu zeigen, die nicht mit starken Elektrolyten verwandt sind, wird das Zeichen der Reversibilität verwendet «». Zum Beispiel für H2SO4 und sein Säuresalz NaHSO4:

H 2 SO 4 \u003d H + +,

NaHSO 4 \u003d Na + +,

Beim Schreiben der Dissoziationsgleichungen von unlöslichen und schwer löslichen Substanzen, die praktisch nicht oder nur in geringem Maße in Ionen dissoziieren, müssen Fehler vermieden werden:

CaCO 3 keine Dissoziation,

CaSO 4 Ca 2+ +.

Die Hauptbegriffe in der Theorie der elektrolytischen Dissoziation sind "Elektrolyte" und "Ionen".
Elektrolyte- Dies sind Substanzen, die in Wasser gelöst oder in geschmolzenem Zustand in Ionen zerfallen.
Ionen sind Atome oder Atomgruppen, die ein positives ( Kationen) oder negativ ( Anionen) aufladen. Ionen unterscheiden sich von Atomen sowohl in der Struktur als auch in den Eigenschaften. Vergleichen wir zum Beispiel die Eigenschaften von atomarem und molekularem Chlor mit den Eigenschaften eines Ions. Betrachten Sie ihre Beziehung zu Metallen, Wasserstoff, Silberionen. Die Eigenschaften von metallischem Natrium sind mit denen von Natriumionen vergleichbar.(Die Schüler geben Beispiele und sprechen über die Eigenschaften von Cl-Atomen, Cl 2 -Molekülen und Cl - -Ionen sowie die Eigenschaften von metallischen Na- und Na + -Ionen in Salzen.)

Ein gemeinsames und charakteristisches Merkmal von Ionen ist das Vorhandensein elektrischer Ladungen. Nur solche Lösungen, die Ionen enthalten, leiten Strom. Vergleichen wir die elektrische Leitfähigkeit von Lösungen von Säuren, Laugen, Salzen, Zucker und Alkohol mit einem Gerät zur Untersuchung der elektrischen Leitfähigkeit von Lösungen (Abb. 4). Wir sehen, dass Dissoziation nicht in jeder Lösung auftritt. Auf der Grundlage der Ionentheorie formulieren wir neue Definitionen von Säuren, Basen und Salzen als komplexe Substanzen, die bei der Dissoziation in Wasser spezielle Ionen bilden. Bei der Dissoziation von Säuren werden nur H + -Ionen als Kationen abgespalten. Bei der Dissoziation von Basen werden nur Ionen als Anionen abgespalten IST ER - . Mittlere Salze dissoziieren in Metallkationen und Anionen saurer Reste.
Versuchen wir, diese Frage zu beantworten: Zerfallen alle Elektrolyte gleichermaßen in Ionen? Vergleichen wir die elektrische Leitfähigkeit von konzentrierten Lösungen von Natriumchlorid und Essigsäure. In einer Salzlösung leuchtet die Glühbirne hell und in Essigsäure - sehr schwach. Verdünnen Sie die Lösungen, indem Sie ihnen Wasser zugeben. Die elektrische Leitfähigkeit einer Natriumchloridlösung ändert sich nicht, aber in einer Essigsäurelösung brennt die Glühbirne heller. Natriumchlorid dissoziiert sogar in konzentrierten Lösungen vollständig. Essigsäuremoleküle in konzentrierten Lösungen dissoziieren fast nicht. Beim Verdünnen von Essigsäure nimmt die Zahl der dissoziierten Moleküle zu, das Dissoziationsgleichgewicht verschiebt sich nach rechts:

CH 3 COOH CH 3 COO – + H +.

Substanzen mit einem Ionenkristallgitter dissoziieren in wässrigen Lösungen vollständig in Ionen. Das Verhältnis der Anzahl der dissoziierten Moleküle (n) zur Gesamtzahl der Moleküle (N) in Lösung wird als Dissoziationsgrad () bezeichnet. Der Wert kann Werte von 0 (keine Dissoziation) bis 1 (vollständige Dissoziation) annehmen.
Die allgemeinen Eigenschaften von Säuren beruhen auf der Anwesenheit von Ionen H+ in Lösung. Die Aktivität einer Säure (starker oder schwacher Elektrolyt) hängt von der Ionenkonzentration ab H+ in Lösung.

Demonstrationserfahrung. Gießen Sie 50 ml einer Lösung von Methylorange in Aceton in zwei Gläser. Fügen Sie im ersten Glas 1-2 Tropfen konzentrierte Schwefelsäure hinzu, eine Himbeerfarbe erscheint. Damit die gleiche Farbe im zweiten Glas erscheint, müssen Sie 10-mal mehr (10–20 Tropfen) Essigsäure hinzufügen, weil. der Dissoziationsgrad von saurem CH 3 COOH ist unbedeutend und die Konzentration an Wasserstoffionen darin ist gering.
Fazit. Die Stärke von Säuren und Basen wird durch ihren Dissoziationsgrad bestimmt.

Die grundlegende Säule der Chemie ist neben dem Periodensystem von D. I. Mendeleev, der Struktur organischer Verbindungen von A. M. Butlerov und anderen bedeutenden Entdeckungen die Theorie der elektrolytischen Dissoziation. 1887 wurde es von Svante Arrhenius entwickelt, um das spezifische Verhalten von Elektrolyten in Wasser, anderen polaren Flüssigkeiten und Schmelzen zu erklären. Er fand einen Kompromiss zwischen zwei kategorisch unterschiedlichen Lösungstheorien, die damals existierten - physikalisch und chemisch. Der erste argumentierte, dass der gelöste Stoff und das Lösungsmittel in keiner Weise miteinander wechselwirken und eine einfache mechanische Mischung bilden. Die zweite ist, dass zwischen ihnen eine chemische Bindung besteht. Es stellte sich heraus, dass Lösungen beide Eigenschaften innewohnen.

In den nachfolgenden Stadien der Entwicklung der Wissenschaft setzten viele Wissenschaftler ihre Forschung und Entwicklung auf diesem Gebiet fort, basierend auf den verfügbaren Informationen über die Struktur von Atomen und die Art der chemischen Bindungen zwischen ihnen. Insbesondere befasste sich I. A. Kablukov mit der Frage von Solvatationsprozessen, V. A. Kistyakovsky bestimmte die Abhängigkeit des Anstiegs einer Flüssigkeitssäule in einer Kapillare unter Siedetemperaturbedingungen vom Molekulargewicht.

Moderne Interpretation der Theorie

Vor dem Aufkommen dieser Entdeckung wurden viele Eigenschaften und Umstände der Spaltungsprozesse sowie die Lösungen selbst nicht untersucht. Elektrolytische Dissoziation ist der Prozess des Zerfalls einer Substanz in ihre konstituierenden Ionen in Wasser oder anderen polaren Flüssigkeiten, die Wechselwirkung von Verbindungspartikeln mit Lösungsmittelmolekülen, das Auftreten von Mobilität von Kationen und Anionen an den Knoten des Kristallgitters aufgrund von Schmelzen. Dadurch erhalten die gebildeten Substanzen eine neue Eigenschaft - elektrische Leitfähigkeit.

Ionen, die sich in einem freien Lösungs- oder Schmelzzustand befinden, interagieren miteinander. Gleich geladene stoßen sich ab, ungleich geladene ziehen an. Geladene Teilchen werden von Lösungsmittelmolekülen solvatisiert – jedes ist eng umgeben von streng orientierten Dipolen gemäß den Kräften der Coulombschen Anziehungskraft, in einem bestimmten Fall werden sie hydratisiert, wenn das Medium wässrig ist. Kationen haben aufgrund der spezifischen Anordnung von Partikeln um sie herum mit an den Rändern lokalisierten Ladungen immer größere Radien als Anionen.

Zusammensetzung, Klassifizierung und Namen geladener Teilchen im Lichte der elektrolytischen Dissoziation

Ein Ion ist ein Atom oder eine Gruppe von Atomen, die eine positive oder negative Ladung tragen. Sie zeichnen sich durch eine bedingte Unterteilung in einfache (K (+) , Ca (2+) , H (+) - bestehend aus einem chemischen Element), komplexe und komplexe (OH (-) , SO 4 (2-), HCO 3 (- ) - von mehreren). Wenn ein Kation oder Anion mit einem Lösungsmittelmolekül verbunden ist, wird es als solvatisiert bezeichnet, mit einem Dipol des H 2 O-Moleküls - hydratisiert.

Wenn die elektrolytische Dissoziation von Wasser auftritt, werden zwei geladene Teilchen H (+) und OH (-) gebildet. Ein Wasserstoffproton nimmt ein ungeteiltes Sauerstoff-Elektronenpaar von einem anderen Wassermolekül in ein leeres Orbital auf, wodurch ein Hydroniumion H 3 O (+) gebildet wird.

Die wichtigsten Bestimmungen der Entdeckung von Arrhenius

Alle Vertreter der Klassen anorganischer Verbindungen, mit Ausnahme der Oxide, zersetzen sich in Lösungen orientierter Dipole von Flüssigkeiten chemisch gesehen - sie dissoziieren mehr oder weniger in ihre konstituierenden Ionen. Dieser Prozess erfordert keinen elektrischen Strom, die elektrolytische Dissoziationsgleichung ist seine schematische Darstellung.

Einmal in einer Lösung oder Schmelze können Ionen einem elektrischen Strom ausgesetzt werden und sich in Richtung der Kathode (negative Elektrode) und der Anode (positiv) bewegen. Letztere ziehen entgegengesetzt geladene Atomaggregate an. Von hier bekamen die Teilchen ihre Namen - Kationen und Anionen.

Parallel und gleichzeitig mit dem Zerfall der Substanz findet der umgekehrte Prozess statt - die Assoziation von Ionen zu den ursprünglichen Molekülen, daher findet keine hundertprozentige Auflösung der Substanz statt. Eine solche Gleichung für die Reaktion der elektrolytischen Dissoziation enthält ein Gleichheitszeichen zwischen ihrem rechten und linken Teil. Die elektrolytische Dissoziation gehorcht wie jede andere Reaktion den Gesetzen des chemischen Gleichgewichts, und das Massenwirkungsgesetz bildet da keine Ausnahme. Es besagt, dass die Geschwindigkeit des Zersetzungsprozesses in Ionen proportional zur Konzentration des Elektrolyten ist.

Klassifizierung von Stoffen während der Dissoziation

Die chemische Terminologie unterteilt Substanzen in unlöslich, schwerlöslich und löslich. Die letzten beiden sind schwache und starke Elektrolyte. Informationen zur Löslichkeit bestimmter Verbindungen sind in einer Löslichkeitstabelle zusammengefasst. Die Dissoziation starker Elektrolyte ist ein irreversibler Prozess, sie zerfallen vollständig in Ionen. Schwach - nur teilweise ist ihnen das Phänomen der Assoziation inhärent und damit das Gleichgewicht laufender Prozesse.

Es ist wichtig zu beachten, dass es keinen direkten Zusammenhang zwischen der Löslichkeit und der Stärke des Elektrolyten gibt. Im Starken kann es schwach ausgedrückt werden. Genau wie schwache Elektrolyte können sie sehr gut wasserlöslich sein.

Beispiele für Verbindungen, deren Lösungen elektrisch leiten

Die Klasse der "starken Elektrolyte" umfasst alle gut dissoziierenden Säuren, wie Salpeter-, Salz-, Brom-, Schwefel-, Perchlor- und andere. Alkalien sind in gleichem Maße Alkalihydroxide und einzelne Vertreter der Gruppe der "Erdalkalimetalle". Die elektrolytische Dissoziation von Salzen ist intensiv, mit Ausnahme bestimmter Cyanate und Thiocyanate sowie Quecksilber(II)-chlorid.

Die Klasse der "schwachen Elektrolyte" wird durch den Rest des Minerals und fast alle organischen Säuren repräsentiert: Kohlen-, Sulfid-, Bor-, Stickstoff-, Schwefel-, Kieselsäure, Essigsäure und andere. Sowie schwerlösliche und Kohlenwasserstoffbasen und amphotere Hydroxide (Hydroxide von Magnesium, Beryllium, Eisen, Zink in der Oxidationsstufe (2+)). Wassermoleküle wiederum sind sehr schwache Elektrolyte, zerfallen aber dennoch in Ionen.

Quantitative Beschreibung dissoziierender Prozesse

Der Grad der elektrolytischen Dissoziation charakterisiert eigentlich das Ausmaß des Spaltprozesses. Es kann berechnet werden - die Anzahl der in Ionen gespaltenen Teilchen muss durch die Gesamtzahl der Moleküle der gelösten Substanz im System geteilt werden. Dieser Wert wird mit dem Buchstaben „Alpha“ bezeichnet.

Es ist logisch, dass "α" für starke Elektrolyte gleich eins oder hundert Prozent ist, da die Anzahl der zerfallenen Teilchen gleich ihrer Gesamtzahl ist. Für die Schwachen - immer weniger als einer. Die vollständige Zersetzung der Ausgangsmoleküle in Ionen in einem wässrigen Medium findet nicht statt, und es findet der umgekehrte Prozess statt.

Die wichtigsten Faktoren, die die Vollständigkeit des Zerfalls beeinflussen

Der Grad der elektrolytischen Dissoziation wird durch eine Reihe unbestreitbarer Faktoren beeinflusst. Zunächst einmal ist die Art des Lösungsmittels und der darin zerfallenden Substanz wichtig. Beispielsweise haben alle starken Elektrolyte eine kovalente, hochpolare oder ionische Art von Bindung zwischen Bestandteilspartikeln. Flüssigkeiten werden durch Dipole dargestellt, insbesondere Wasser, es kommt zu einer Ladungstrennung in den Molekülen, und aufgrund ihrer spezifischen Orientierung kommt es zu einer elektrolytischen Dissoziation des gelösten Stoffes.

Der Alpha-Wert wird umgekehrt von der Konzentration beeinflusst. Mit zunehmendem Wert nimmt der Dissoziationsgrad ab und umgekehrt. Der Prozess selbst ist vollständig endotherm, das heißt, es wird eine bestimmte Wärmemenge benötigt, um ihn zu initiieren. Der Einfluss des Temperaturfaktors wird wie folgt belegt: Je höher er ist, desto größer ist der Dissoziationsgrad.

Sekundäre Faktoren

Mehrbasige Säuren wie Phosphorsäure und Basen mit mehreren Hydroxylgruppen wie Fe(OH) 3 zerfallen schrittweise in Ionen. Die Abhängigkeit wird bestimmt - jede nachfolgende Stufe der Dissoziation ist durch einen Grad gekennzeichnet, der tausend- oder zehntausendmal geringer ist als der vorherige.

Der Zersetzungsgrad kann auch geändert werden, indem dem System andere Elektrolyte hinzugefügt werden, die die Konzentration eines der Ionen des gelösten Hauptbestandteils ändern. Dies hat eine Verschiebung des Gleichgewichts zur Seite zur Folge, die durch die Le Chatelier-Brown-Regel bestimmt wird - die Reaktion verläuft in der Richtung, in der die Neutralisierung des von außen auf das System ausgeübten Einflusses beobachtet wird.

Klassische Gleichgewichtsprozesskonstante

Um den Zersetzungsprozess eines schwachen Elektrolyten zu charakterisieren, wird neben seinem Grad die elektrolytische Dissoziationskonstante (K d) verwendet, die durch das Verhältnis der Konzentrationen von Kationen und Anionen zum quantitativen Gehalt der Ausgangsmoleküle in ausgedrückt wird das System. Tatsächlich ist es die übliche chemische Gleichgewichtskonstante für die reversible Reaktion der Aufspaltung eines gelösten Stoffes in Ionen.

Zum Beispiel wird für den Prozess der Zersetzung einer Verbindung in ihre konstituierenden Teilchen die Dissoziationskonstante (K d ) durch den Quotienten der konstanten Konzentrationen von Kationen und Anionen in der Zusammensetzung der Lösung, potenziert mit den entsprechenden Potenzen, bestimmt die Zahlen davor in der chemischen Gleichung und die Gesamtzahl der verbleibenden undissoziierten Formeleinheiten gelöster Substanz. Es besteht eine Abhängigkeit - je höher (K ​​​​d), desto größer ist die Anzahl der Kationen und Anionen im System.

Die Beziehung zwischen der Konzentration einer schwach zerfallenden Verbindung, dem Dissoziationsgrad und der Konstante wird nach dem Ostwald-Verdünnungsgesetz durch die Gleichung bestimmt: K d \u003d α 2 s.

Wasser als schwach dissoziierende Substanz

Dipolmoleküle zerfallen in äußerst geringem Maße in geladene Teilchen, da dies energetisch ungünstig ist. Dennoch findet eine Aufspaltung in Wasserstoffkationen und Hydroxylanionen statt. Unter Berücksichtigung von Hydratationsprozessen können wir von der Bildung eines Hydroniumions und OH (-) aus zwei Wassermolekülen sprechen.

Die konstante Dissoziation wird durch das Verhältnis des Produkts aus Wasserstoffprotonen und Hydroxidgruppen, das als Ionenprodukt von Wasser bezeichnet wird, zur Gleichgewichtskonzentration von nicht zerfallenen Molekülen in Lösung bestimmt.

Die elektrolytische Dissoziation von Wasser bestimmt das Vorhandensein von H (+) im System, die seine Acidität charakterisieren, und das Vorhandensein von OH (-) - Basizität. Wenn die Konzentrationen des Protons und der Hydroxylgruppe gleich sind, wird eine solche Umgebung als neutral bezeichnet. Es gibt einen sogenannten pH-Index - dies ist ein negativer Logarithmus des gesamten quantitativen Gehalts an H (+) in einer Lösung. Ein pH-Wert von weniger als 7 zeigt an, dass die Umgebung sauer ist, mehr - über ihre Alkalität. Dies ist ein sehr wichtiger Wert, da aufgrund seines experimentellen Wertes biologische, biochemische und chemische Reaktionen verschiedener Wassersysteme - Seen, Teiche, Flüsse und Meere - analysiert werden. Auch die Relevanz des Wasserstoffindikators für industrielle Prozesse ist unbestreitbar.

Aufzeichnung von Reaktionen und Notation

Die Gleichung der elektrolytischen Dissoziation mit chemischen Zeichen beschreibt die Zerfallsprozesse von Molekülen in die entsprechenden Teilchen und wird als ionisch bezeichnet. Es ist um ein Vielfaches einfacher als das molekulare Standardverfahren und hat eine allgemeinere Form.

Bei der Aufstellung einer solchen Gleichung ist zu berücksichtigen, dass Stoffe, die während der Reaktion ausfallen oder als Gasdampf aus dem Reaktionsgemisch entfernt werden, immer nur in molekularer Form geschrieben werden müssen, im Gegensatz zu Elektrolytverbindungen, deren starke Vertreter nur in der in Ionen aufgespaltenen Form sind in der Zusammensetzung enthalten. Die elektrolytische Dissoziation ist für sie ein irreversibler Prozess, da eine Assoziation aufgrund der Bildung nicht spaltbarer Substanzen oder Gase unmöglich ist. Für diese Art von Gleichung gelten die gleichen Regeln wie für andere chemische Reaktionen - die Summen der Koeffizienten des linken und rechten Teils müssen unbedingt gleich sein, um das Stoffgleichgewicht aufrechtzuerhalten.

Die elektrolytische Spaltung von Säuren und Basen kann mehrstufig ablaufen, wenn es sich um mehrbasige oder mehrsäuerige Stoffe handelt. Jede Teilreaktion hat ihre eigene Gleichung.

Rolle in der chemischen Wissenschaft und ihrer Entwicklung

Die Entstehung der Theorie von Svante Arrhenius war von größter Bedeutung für den allgemeinen Entstehungsprozess der physikalischen und insbesondere der elektrochemischen Wissenschaft. Auf der Grundlage der Entdeckung eines solchen Phänomens wie der elektrolytischen Dissoziation wurden Elektrodenprozesse, die Besonderheiten des Durchgangs von Strömen durch verschiedene Medien und die Theorie der Induktion von Kathoden-Anoden-Potentialen intensiv entwickelt. Außerdem hat sich die Lösungstheorie erheblich weiterentwickelt. Beispiellose Entdeckungen erwarteten die chemische Kinetik, das Gebiet der Korrosion von Metallen und Legierungen sowie die Suche nach neuen Schutzmitteln dagegen.

Es gibt so viele neue und unbekannte Dinge in der modernen Welt. Jeden Tag bewegen sich Wissenschaftler im Wissen einer so großartigen Disziplin wie der Chemie immer weiter. Die elektrolytische Dissoziation sowie ihre Schöpfer und Anhänger haben im Kontext der Entwicklung der Weltwissenschaft für immer einen Ehrenplatz eingenommen.

Die Auflösung eines Stoffes in Wasser wird von der Bildung von Hydraten begleitet. Wenn gleichzeitig keine Formeländerungen in den Partikeln des gelösten Stoffes in der Lösung auftreten, werden solche Stoffe als klassifiziert Nicht-Elektrolyte. Sie sind zum Beispiel Gas Stickstoff- N2-Flüssigkeit Chloroform CHCl 3 , fest Saccharose C 12 H 22 O 11 , die in wässriger Lösung als Hydrate dieser Moleküle vorliegen.
Es sind viele Substanzen bekannt (in der allgemeinen Form MA), die nach Auflösung in Wasser und Bildung von Hydraten aus MA nH 2 O-Molekülen erhebliche Formeländerungen erfahren. Als Ergebnis erscheinen in der Lösung hydratisierte Ionen - M + * nH 2 O-Kationen und A * nH 2 O-Anionen:
MA * nH 2 O → M + * nH 2 O + A - * nH 2 O
Solche Substanzen sind Elektrolyte.
Der Prozess des Auftretens von hydratisierten Ionen in einer wässrigen Lösung namens elektrolytische Dissoziation(S.Arrhenius 1887).
Die elektrolytische Dissoziation von ionischen kristallinen Substanzen (M +) (A -) in Wasser ist irreversibel Reaktion:
(M +) (A -) (t) → (M +) (A -) (p) \u003d (M +) (p) + (A -) (p)
Solche Substanzen sind stark Elektrolyte, sie sind viele Basen und Salze, zum Beispiel:

NaOH \u003d Na + + OH - K 2 SO 4 \u003d 2K + + SO 4 -
Ba (OH) 2 \u003d Ba 2+ + 2OH - Na 2 \u003d 2Na + + S 2-
Elektrolytische Dissoziation der MA-Substanz, bestehend aus Polar- kovalente Moleküle, ist reversibel Reaktion:
(M-A) (g, w, t) → (M-A) (p) ↔ M + (p) A - (p)
solche Substanzen werden als schwache Elektrolyte eingestuft, sie sind viele Säuren und einige Basen, zum Beispiel:
a) HNO 2 ↔ H + + NO 2-
b) CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO –
c) H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 – (erste Stufe)
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- (zweite Stufe)
d) NH 3 * H 2 O ↔ NH 4 + OH –
In verdünnten wässrigen Lösungen schwacher Elektrolyte finden wir immer sowohl die ursprünglichen Moleküle als auch die Produkte ihrer Dissoziation - hydratisierte Ionen.
Das qualitative Merkmal der Dissoziation von Elektrolyten wird als Dissoziationsgrad bezeichnet und mit ɑ 1, immer ɑ › 0, bezeichnet.
Für starke Elektrolyte ist per Definition ɑ = 1 (die Dissoziation solcher Elektrolyte ist vollständig).
Für schwach Elektrolyte der Dissoziationsgrad ist das Verhältnis der molaren Konzentration des dissoziierten Stoffes (s d) zur Gesamtkonzentration des Stoffes in der Lösung (s):

Der Dissoziationsgrad ist der Bruchteil von eins von 100 %. Für schwache Elektrolyte ɑ ˂ С 1 (100%). Für schwach Säuren H n A nimmt der Dissoziationsgrad in jedem nächsten Schritt im Vergleich zum vorherigen stark ab:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 – = 23,5 %
H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- \u003d 3 * 10 -4%
HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- = 2 * 10 -9 %
Der Dissoziationsgrad hängt von Art und Konzentration des Elektrolyten sowie von der Temperatur der Lösung ab; es wächst mit Abnahme die Konzentration eines Stoffes in einer Lösung (d. h. wenn die Lösung verdünnt ist) bei Heizung.
BEIM verdünnt Lösungen starke Säuren H n A ihre Hydrothionen H n -1 A existieren nicht, zum Beispiel:
H 2 SO 4 \u003d H + + (1 → 1)
= H + + SO 4 -2 (1 → 1)
Als Ergebnis: H 2 SO 4 (razb.) \u003d 2H + + SO 4 -2
in konzentriert Lösungen macht sich der Gehalt an Hydroanionen (und sogar Ausgangsmolekülen) bemerkbar:
H 2 SO 4 - (konz.) ↔ H + + HSO 4 - (1 ˂ 1)
HSO 4 - ↔ H + + SO 4 2- (2 ˂ 1 ˂ 1)
(Es ist unmöglich, die Gleichungen der Stufen der reversiblen Dissoziation zu summieren!). Beim Erhitzen steigen die Werte von 1 und 2, was zum Auftreten von Reaktionen mit konzentrierten Säuren beiträgt.
Säuren sind Elektrolyte, die, wenn sie dissoziiert sind, Wasserstoffkationen an eine wässrige Lösung liefern und keine anderen positiven Anionen bilden:
* der Buchstabe bezeichnet den Grad des Auftretens von reversiblen Reaktionen, einschließlich des Hydrolysegrades.
H 2 SO 4 \u003d 2H + \u003d SO 4 2-, HF ↔ H + + F -
Verbreitet starke Säuren:
sauerstoffhaltige Säuren

Anoxische Säuren
HCl, HBr, HI, HNCS
In verdünnter wässriger Lösung (bedingt bis 10 % bzw. 0,1 molar) dissoziieren diese Säuren vollständig. Für starke Säuren H n A enthält die Liste sie Hydrothione(Anionen von Säuresalzen), die unter diesen Bedingungen ebenfalls vollständig dissoziieren.
Verbreitet schwache Säuren:
sauerstoffhaltige Säuren

Anoxische Säuren
Die Basis bilden Elektrolyte, die bei der Dissoziation einer wässrigen Lösung Hydroxid-Ionen zuführen und keine anderen negativen Ionen bilden:
KOH \u003d K + + OH -, Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -
Dissoziation schwer löslich Basen Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Mn(OH) 2, Fe(OH) 2 und andere haben keine praktische Bedeutung.
Zu stark Gründe ( Laugen) schließen NaOH, KOH, Ba(OH) 2 und einige andere ein. Die bekannteste schwache Base ist das Ammoniakhydrat NH 3 H 2 O.
Mittlere Salze sind Elektrolyte, die bei der Dissoziation alle Kationen an eine wässrige Lösung liefern, außerH + , und alle Anionen außerOh:
Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + 2NO 3 -
Al 2 (SO 4) 3 \u003d 2Al 3+ + 3SO 4 2-
Na (CH 3 COO) \u003d Na + + CH 3 COO -
BaCl 2 \u003d Ba 2+ + 2Cl
K 2 S \u003d 2 K + + S 2-
Mg (CN) 2 \u003d Mg 2+ + 2CN -
es geht nicht nur um gut lösliche salze. Dissoziation schwer löslich und praktisch unlöslich Salz spielt keine Rolle.
Dissoziieren Sie ähnlich Doppelsalze:
KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2 = Fe 2+ + 2NH 4 + 2SO 4 2-
Saure Salze(die meisten davon sind wasserlöslich) dissoziieren je nach Art der Mediumsalze vollständig:
KHSO 4 \u003d K + + HSO 4 -
KHCr 2 O 7 \u003d K + + HCr 2 O 7 -
KH 2 PO 4 \u003d K + + H 2 PO 4 -
NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -
Die resultierenden Hydroanionen werden wiederum Wasser ausgesetzt:
a) wenn das Hydroanion zu einer starken Säure gehört, dann dissoziiert es auch vollständig:
HSO 4 - \u003d H + + HSO 4 2-, HCr 2 O 7 - \u003d H + + Cr 2 O 7 2-
und die vollständige Gleichung der Dissoziationsreaktion kann geschrieben werden als:
KHSO 4 \u003d K + + H + + SO 4 2-
KHCr 2 O 7 \u003d K + + H + Cr 2 O 7 2-
(Lösungen dieser Salze sind notwendigerweise sauer, ebenso wie Lösungen der entsprechenden Säuren);
b) wenn das Hydrothion zu einer schwachen Säure gehört, dann ist sein Verhalten in Wasser dual - oder unvollständige Dissoziation als schwache Säure:
H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- (1)
HCO 3 - ↔ H + CO 3 2- (1)

Entweder Wechselwirkung mit Wasser (als reversible Hydrolyse bezeichnet):
H 2 PO 4 – + H 2 O ↔ H 3 PO 4 + OH – (2)
HCO 3 – + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH – (2)
Bei 1 2 überwiegt die Dissoziation (und die Lösung wird sauer), und bei 1 2 überwiegt die Hydrolyse (und die Salzlösung wird alkalisch). So sind Lösungen von Salzen mit den Anionen HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - und HSeO 3 sauer, Lösungen von Salzen mit anderen Anionen (die meisten von ihnen) sind alkalisch. Mit anderen Worten, der Name "sauer" für Salze mit den meisten Hydroanionen impliziert nicht, dass sich diese Anionen in Lösung wie Säuren verhalten (Hydrolyse von Hydroanionen und die Berechnung des Verhältnisses zwischen 1 und 2 werden nur in der Hochschulbildung untersucht).

Hauptsächlich Salze MgCl(OH), CuCO 3 (OH) 2 und andere sind meist praktisch unlöslich in Wasser, und es ist unmöglich, ihr Verhalten in wässriger Lösung zu diskutieren.