Siła kwasów i zasad

Silne i słabe kwasy i zasady

Przykładem mocnej zasady jest wodorotlenek litu. CCoil/Wikimedia Commons/CC od 3.0

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

Silne kwasy

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

• HCl: kwas solny
• HNO₃: kwas azotowy
• H_dwaWIĘC₄: 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 w pierwszym etapie dysocjacji; 100-procentowa dysocjacja nie jest prawdą, ponieważ roztwory stają się bardziej skoncentrowane.

H_dwaWIĘC₄→ H⁺+ HSO₄^-

Słabe kwasy

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

• Cząsteczki zawierające jonizowalny proton. Cząsteczka z formuła zaczynająca się z H zwykle jest kwasem.
• Kwasy organiczne zawierające jeden lub więcej grup karboksylowych , -COOH. H ulega jonizacji.
• Aniony z jonizowalnym protonem (np. HSO₄^-→ H⁺+ SO₄^dwa-).
• Kationy
• Kationy metali przejściowych
• Kationy metali ciężkich o wysokim ładunku
• NH₄⁺dysocjuje na NH₃+ H⁺

Silne podstawy

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

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

* Te zasady całkowicie dysocjują w roztworach 0,01 M lub mniej. Inne zasady tworzą roztwory 1,0 M i są w 100 procentach zdysocjowane w tym stężeniu. Istnieją inne mocne zasady niż te wymienione, ale nie są one często spotykane.

Słabe podstawy

Przykłady słabych zasadobejmują amoniak, NH₃i dietyloamina (CH₃CH_dwa)_dwaNH. Podobnie jak słabe kwasy, słabe zasady nie dysocjują całkowicie w roztworze wodnym.

• Większość słabych zasad to aniony słabych kwasów.
• Słabe podstawy nie dają OH^-jony przez dysocjację. Zamiast tego reagują z wodą, tworząc OH^-jony.