Vattenlösningar av vissa ämnen är ledare av elektrisk ström. Dessa ämnen klassificeras som elektrolyter. Elektrolyter är syror, baser och salter, smältor av vissa ämnen.
DEFINITION
Processen för elektrolytnedbrytning till joner i vattenlösningar och smälter under påverkan av elektrisk ström kallas elektrolytisk dissociation.
Lösningar av vissa ämnen i vatten leder inte elektricitet. Sådana ämnen kallas icke-elektrolyter. Dessa inkluderar många organiska föreningar, såsom sockerarter och alkoholer.
Elektrolytisk dissociationsteori
Teorin om elektrolytisk dissociation formulerades av den svenske vetenskapsmannen S. Arrhenius (1887). De viktigaste bestämmelserna i teorin om S. Arrhenius:
— Elektrolyter, när de löses i vatten, bryts upp (dissocieras) till positivt och negativt laddade joner.
— under påverkan av elektrisk ström flyttar positivt laddade joner till katoden (katjoner), och negativt laddade till anoden (anjoner);
— Dissociation är en reversibel process
KA ↔ K + + A −
Mekanismen för elektrolytisk dissociation är jon-dipol-interaktionen mellan joner och vattendipoler (Fig. 1).
Ris. 1. Elektrolytisk dissociation av natriumkloridlösning
Ämnen med jonbindningar dissocierar lättast. Dissociation sker på liknande sätt i molekyler som bildas enligt typen av polär kovalent bindning (naturen av interaktionen är dipol-dipol).
Dissociation av syror, baser, salter
När syror dissocierar bildas alltid vätejoner (H +) eller närmare bestämt hydronium (H 3 O +), som är ansvariga för syrors egenskaper (sur smak, verkan av indikatorer, interaktion med baser, etc.).
HNO3 ↔ H + + NO3 -
När baser dissocierar bildas alltid vätehydroxidjoner (OH −), som är ansvariga för basernas egenskaper (förändringar i färgen på indikatorer, interaktion med syror, etc.).
NaOH ↔ Na + + OH -
Salter är elektrolyter, vid dissociation av vilka metallkatjoner (eller ammoniumkatjon NH4+) och anjoner av sura rester bildas.
CaCl2 ↔ Ca2+ + 2Cl -
Flerbasiska syror och baser dissocierar stegvis.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I-steg)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II-steg)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I-steg)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Grad av dissociation
Elektrolyter delas in i svaga och starka lösningar. För att karakterisera detta mått finns begreppet och värdet av graden av dissociation (). Dissociationsgraden är förhållandet mellan antalet molekyler som dissocieras till joner och det totala antalet molekyler. ofta uttryckt i %.
Svaga elektrolyter inkluderar ämnen vars dissociationsgrad i en decimolär lösning (0,1 mol/l) är mindre än 3 %. Starka elektrolyter inkluderar ämnen vars dissociationsgrad i en decimolär lösning (0,1 mol/l) är större än 3 %. Lösningar av starka elektrolyter innehåller inte odissocierade molekyler, och associationsprocessen (kombination) leder till bildandet av hydratiserade joner och jonpar.
Dissociationsgraden påverkas särskilt av lösningsmedlets natur, det lösta ämnets beskaffenhet, temperatur (för starka elektrolyter minskar dissociationsgraden med ökande temperatur och för svaga elektrolyter passerar den genom ett maximum i temperaturområdet 60 o C), koncentrationen av lösningar och införandet av joner med samma namn i lösningen.
Amfotära elektrolyter
Det finns elektrolyter som vid dissociation bildar både H + och OH − joner. Sådana elektrolyter kallas amfotera, till exempel: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3, etc.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + +OH −
Joniska reaktionsekvationer
Reaktioner i vattenlösningar av elektrolyter är reaktioner mellan joner - joniska reaktioner, som skrivs med joniska ekvationer i molekylära, full joniska och förkortade joniska former. Till exempel:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaCl (molekylform)
Ba 2++ 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl- (full jonform)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (kort jonform)
PH värde
Vatten är en svag elektrolyt, så dissociationsprocessen sker i obetydlig utsträckning.
H2O ↔ H+ + OH-
Massaktionens lag kan appliceras på vilken jämvikt som helst och uttrycket för jämviktskonstanten kan skrivas:
K = /
Jämviktskoncentrationen av vatten är därför ett konstant värde.
K = = K W
Det är bekvämt att uttrycka surheten (basiciteten) hos en vattenlösning genom decimallogaritmen för molkoncentrationen av vätejoner, taget med motsatt tecken. Detta värde kallas pH-värdet.
Unified State Exam. Elektrolytisk dissociation av salter, syror, alkalier. Jonbytesreaktioner. Hydrolys av salter
Lösningar och deras koncentration, dispergerade system, elektrolytisk dissociation, hydrolys
Under lektionen kommer du att kunna testa dina kunskaper om ämnet "Unified State Exam. Elektrolytisk dissociation av salter, syror, alkalier. Jonbytesreaktioner. Hydrolys av salter." Du kommer att överväga att lösa problem från Unified State Exam i grupperna A, B och C om olika ämnen: "Lösningar och deras koncentrationer", "Elektrolytisk dissociation", "Jonbytesreaktioner och hydrolys". För att lösa dessa problem behöver du, förutom kunskap om de ämnen som behandlas, även kunna använda ämnenas löslighetstabell, känna till elektronbalansmetoden och ha en förståelse för reaktioners reversibilitet och irreversibilitet.
Ämne: Lösningar och deras koncentration, dispergerade system, elektrolytisk dissociation
Lektion: Unified State Exam. Elektrolytisk dissociation av salter, syror, alkalier. Jonbytesreaktioner. Hydrolys av salter
jag. Välj ett korrekt alternativ bland 4 som erbjuds.
|
Fråga |
En kommentar |
|
A1. Starka elektrolyter är: |
Per definition är starka elektrolyter ämnen som helt sönderfaller till joner i en vattenlösning. CO 2 och O 2 kan inte vara starka elektrolyter. H 2 S är en svag elektrolyt. Rätt svar är 4. |
|
A2. Ämnen som endast dissocierar till metalljoner och hydroxidjoner är: 1. syror 2. alkalier 4. amfotära hydroxider |
Per definition kallas en förening som, när den dissocieras i en vattenlösning, endast producerar hydroxidanjoner en bas. Endast alkali och amfoter hydroxid passar denna definition. Men frågan säger att föreningen endast ska dissocieras till metallkatjoner och hydroxidanjoner. Amfoter hydroxid dissocierar stegvis, och därför är hydroxometalljoner i lösning. Rätt svar 2. |
|
A3. Utbytesreaktionen sker till fullbordan med bildandet av en vattenolöslig substans mellan: 1. NaOH och MgCl2 2. NaCl och CuS04 3. CaCO 3 och HCl (lösning) |
För att svara måste du skriva dessa ekvationer och titta i löslighetstabellen för att se om det finns några olösliga ämnen bland produkterna. Detta är i den första reaktionen magnesiumhydroxid Mg(OH) 2 Rätt svar 1. |
|
A4. Summan av alla koefficienter i full och reducerad jonform i reaktionen mellanFe(NEJ 3 ) 2 +2 NaOHär lika med: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 molekylär Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - komplett jonisk ekvation, summan av koefficienterna är 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ förkortat jonisk, summan av koefficienterna är 4 Rätt svar är 4. |
|
A5. Den förkortade joniska ekvationen för reaktionen H + +OH - →H 2 O motsvarar interaktionen: 2. NaOH (PP) +HNO3 3. Cu(OH)2 + HCl 4. CuO + H2SO 4 |
Denna stenografiska ekvation återspeglar interaktionen mellan en stark bas och en stark syra. Basen finns i version 2 och 3, men Cu(OH) 2 är en olöslig bas Rätt svar 2. |
|
A6. Jonbytesreaktionen fortsätter till fullbordan när lösningarna dräneras: 1. natriumnitrat och kaliumsulfat 2. kaliumsulfat och saltsyra 3. kalciumklorid och silvernitrat 4. natriumsulfat och kaliumklorid |
Låt oss skriva hur jonbytesreaktionerna mellan varje ämnespar ska ske. NaNO3 +K2SO4 →Na2SO4 +KNO3 K2S04+HCl→H2SO4+KCl CaCl2 +2AgNO3 → 2AgCl↓ + Ca(NO3)2 Na2S04 + KCl → K2S04 + NaCl Från löslighetstabellen ser vi att AgCl↓ Rätt svar 3. |
|
A7. I en vattenlösning dissocierar den stegvis: |
Flerbasiska syror genomgår stegvis dissociation i en vattenlösning. Bland dessa ämnen är endast H2S en syra. Rätt svar 3. |
|
A8. Reaktionsekvation CuCl 2 +2 KOH→ Cu(ÅH) 2 ↓+2 KClmotsvarar den förkortade joniska ekvationen: 1. CuCl2 +2OH - →Cu2+ +2OH - +2Cl - 2. Cu2+ +KOH→Cu(OH)2 ↓+K+ 3. Cl - +K + →KCl 4. Cu2+ +2OH - →Cu(OH)2 ↓ |
Låt oss skriva hela joniska ekvationen: Cu 2+ +2Cl - +2K + +2OH - → Cu(OH)2 ↓+2K + +2Cl - Om vi eliminerar obundna joner får vi den förkortade joniska ekvationen Сu2+ +2OH - →Cu(OH)2 ↓ Rätt svar är 4. |
|
A9. Reaktionen är nästan komplett: 1. Na2S04 + KCl^ 2. H2SO4 + BaCl2 → 3. KNO3 + NaOH → 4. Na2S04 + CuCl2 → |
Låt oss skriva de hypotetiska jonbytesreaktionerna: Na2SO4 + KCl → K2SO4 + NaCl H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2HCl KNO3 + NaOH → NaNO3 + KOH Na2S04 + CuCl2 → CuS04 + 2NaCl Enligt löslighetstabellen ser vi BaSO 4 ↓ Rätt svar 2. |
|
A10. Lösningen har en neutral miljö: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Endast vattenlösningar av salter bildade av en stark bas och en stark syra har en neutral miljö. NaNO3 är ett salt som bildas av den starka basen NaOH och den starka syran HNO3. Rätt svar 1. |
|
A11. Markens surhet kan ökas genom att införa en lösning: |
Det är nödvändigt att bestämma vilket salt som ger en sur reaktion till mediet. Det måste vara ett salt som bildas av en stark syra och en svag bas. Detta är NH 4 NO 3. Rätt svar 1. |
|
A12. Hydrolys sker när den löses i vatten: |
Endast salter som bildas av en stark bas och en stark syra genomgår inte hydrolys. Alla ovanstående salter innehåller starka sura anjoner. Endast AlCl3 innehåller en svag baskatjon. Rätt svar är 4. |
|
A 13. Genomgår inte hydrolys: 1. ättiksyra 2. etylättiksyra 3. stärkelse |
Hydrolys är av stor betydelse inom organisk kemi. Estrar, stärkelse och protein genomgår hydrolys. Rätt svar 1. |
|
A14. Vilket nummer indikerar ett fragment av molekylekvationen för en kemisk reaktion som motsvarar den multipeljoniska ekvationen C u 2+ +2 ÅH - → Cu(ÅH) 2 ↓? 1. Cu(OH)2 + HCl^ 2. CuCO3 + H2SO4 → 3. CuO + HNO3 → 4. CuS04+KOH→ |
Enligt den förkortade ekvationen följer det att du måste ta vilken löslig förening som helst som innehåller en kopparjon och en hydroxidjon. Av alla angivna kopparföreningar är endast CuSO 4 löslig, och endast i den vattenhaltiga reaktionen är OH - . Rätt svar är 4. |
|
A15.När vilka ämnen interagerar kommer svaveloxid att frigöras?: 1. Na2S03 och HCl 2. AgNO3 och K2SO4 3. BaCO 3 och HNO 3 4. Na2S och HCl |
Den första reaktionen producerar instabil syra H 2 SO 3, som sönderdelas till vatten och svaveloxid (IV) Rätt svar1.
|
II. Kort svar och matchningsuppgifter.
|
I 1. Den totala summan av alla koefficienter i den fullständiga och reducerade joniska ekvationen för reaktionen mellan silvernitrat och natriumhydroxid är... |
Låt oss skriva reaktionsekvationen: 2AgNO3 +2NaOH→Ag2O↓+ 2NaNO3 +H2O Full jonisk ekvation: 2Ag + +2NO3 - +2Na + +2OH - →Ag2O↓+ 2Na + +2NO3 - +H2O Förkortad jonisk ekvation: 2Ag + +2OH - →Ag2O↓+H2O Rätt svar: 20 |
|
AT 2. Skriv en komplett jonisk ekvation för växelverkan mellan 1 mol kaliumhydroxid och 1 mol aluminiumhydroxid. Ange antalet joner i ekvationen. |
KOH + Al(OH)3 ↓→ K Full jonisk ekvation: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Rätt svar: 4 joner. |
|
VID 3. Matcha saltets namn med dess förhållande till hydrolys: A) ammoniumacetat 1. hydrolyserar inte B) bariumsulfid 2. genom katjon B) ammoniumsulfid 3. genom anjon D) natriumkarbonat 4. genom katjon och anjon |
För att svara på frågan måste du analysera vilken styrka av bas och syra dessa salter bildas med. Rätt svar A4 B3 C4 D3 |
|
AT 4. En lösning av en mol natriumsulfat innehåller 6,02natriumjoner. Beräkna graden av dissociation av saltet. |
Låt oss skriva ekvationen för den elektrolytiska dissociationen av natriumsulfat: Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2- 0,5 mol natriumsulfat sönderdelades till joner. |
|
VID 5. Matcha reagenserna med de förkortade joniska ekvationerna: 1. Ca(OH)2 +HCl → A)NH4 + +OH - →NH3 +H2O 2. NH4Cl + NaOH → B) Al 3+ + OH - → Al(OH) 3 ↓ 3. AlCl3 + KOH → B) H + + OH - → H2O 4. BaCl 2 + Na 2 SO 4 → D) Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓ Rätt svar: B1 A2 B3 D4 |
|
|
VID 6. Skriv den fullständiga joniska ekvationen som motsvarar den förkortade: MEDO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Ange summan av koefficienterna i molekyl- och totaljonekvationerna. |
Du måste ta vilket lösligt karbonat som helst och vilken löslig stark syra som helst. Molekyl: Na2CO3 +2HCl → CO2 +H2O +2NaCl; Full Ionic: 2Na++CO32-+2H++2Cl-→ CO2+H2O+2Na++2Cl-; |
III.Uppgifter med detaljerade svar
|
Fråga |
(1887) för att förklara egenskaperna hos vattenlösningar av elektrolyter. Därefter utvecklades det av många forskare på grundval av läran om atomens struktur och kemiska bindningar. Det moderna innehållet i denna teori kan reduceras till följande tre bestämmelser:
Schema för att lösa upp en kristall av bordssalt. Natrium- och klorjoner i lösning.
1. Elektrolyter, när de löses i vatten, dissocierar (bryts upp) till joner - positivt och negativt laddade. ("Jon" är grekiska för "vandrande." I en lösning rör sig joner slumpmässigt i olika riktningar.)
2. Under påverkan av elektrisk ström får joner riktningsrörelse: positivt laddade rör sig mot katoden, negativt laddade rör sig mot anoden. Därför kallas de förra katjoner, de senare - anjoner. Den riktade rörelsen av joner uppstår som ett resultat av attraktionen av deras motsatt laddade elektroder.
3. Dissociation är en reversibel process. Det betyder att ett jämviktstillstånd uppstår där lika många molekyler bryts upp till joner (dissociation), så många av dem bildas igen från joner (association). Därför, i ekvationerna för elektrolytisk dissociation, istället för likhetstecknet, används reversibilitetstecknet.
Till exempel:
KA ↔ K + + A − ,
där KA är en elektrolytmolekyl, K+ är en katjon, A− är en anjon.
Läran om kemisk bindning hjälper till att svara på frågan om varför elektrolyter dissocierar till joner. Ämnen med jonbindningar dissocierar lättast, eftersom de redan består av joner (se Kemisk bindning). När de löser sig är vattendipolerna orienterade runt de positiva och negativa jonerna. Ömsesidiga attraktionskrafter uppstår mellan joner och dipoler av vatten. Som ett resultat försvagas bindningen mellan jonerna, och jonerna flyttar från kristallen till lösningen. Elektrolyter, vars molekyler bildas enligt typen av kovalent polär bindning, dissocierar på liknande sätt. Dissociationen av polära molekyler kan vara fullständig eller partiell - allt beror på graden av polaritet hos bindningarna. I båda fallen (under dissociationen av föreningar med joniska och polära bindningar) bildas hydratiserade joner, det vill säga joner kemiskt bundna till vattenmolekyler.
Grundaren av denna syn på elektrolytisk dissociation var hedersakademiker I. A. Kablukov. I motsats till Arrhenius-teorin, som inte tog hänsyn till interaktionen mellan det lösta ämnet och lösningsmedlet, tillämpade I. A. Kablukov den kemiska teorin om lösningar av D. I. Mendeleev för att förklara elektrolytisk dissociation. Han visade att under upplösning sker en kemisk interaktion av det lösta ämnet med vatten, vilket leder till bildning av hydrater, och sedan dissocierar de till joner. I. A. Kablukov trodde att en vattenlösning endast innehåller hydratiserade joner. För närvarande är denna idé allmänt accepterad. Så jonhydrering är den främsta orsaken till dissociation. I andra icke-vattenhaltiga elektrolytlösningar kallas den kemiska bindningen mellan partiklarna (molekyler, joner) av det lösta ämnet och lösningsmedelspartiklarna solvatisering.
Hydrerade joner har både ett konstant och variabelt antal vattenmolekyler. Ett hydrat med konstant sammansättning bildar vätejoner H + som håller en molekyl vatten - detta är en hydratiserad proton H + (H 2 O). I den vetenskapliga litteraturen representeras den vanligtvis av formeln H 3 O + (eller OH 3 +) och kallas hydroniumjonen.
Eftersom elektrolytisk dissociation är en reversibel process, i lösningar av elektrolyter, tillsammans med deras joner, finns det också molekyler. Därför kännetecknas elektrolytlösningar av graden av dissociation (betecknad med den grekiska bokstaven a). Graden av dissociation är förhållandet mellan antalet molekyler som sönderdelas till joner, n, och det totala antalet lösta molekyler N:
Graden av elektrolytdissociation bestäms experimentellt och uttrycks i bråkdelar av en enhet eller i procent. Om α = 0, så finns det ingen dissociation, och om α = 1, eller 100%, sönderfaller elektrolyten fullständigt till joner. Olika elektrolyter har olika grader av dissociation. Med utspädning av lösningen ökar den, och med tillsats av joner med samma namn (samma som elektrolytjonerna) minskar den.
Men för att karakterisera förmågan hos en elektrolyt att dissociera till joner är dissociationsgraden inte ett särskilt lämpligt värde, eftersom det... beror på elektrolytkoncentrationen. En mer allmän egenskap är dissociationskonstanten K. Den kan enkelt härledas genom att tillämpa lagen om massverkan på elektrolytdissociationsjämvikten (1):
K = () / ,
där KA är jämviktskoncentrationen för elektrolyten, och är jämviktskoncentrationerna för dess joner (se Kemisk jämvikt). K är inte beroende av koncentration. Det beror på typen av elektrolyt, lösningsmedel och temperatur. För svaga elektrolyter gäller att ju högre K (dissociationskonstant), desto starkare elektrolyt, desto fler joner i lösningen.
Starka elektrolyter har inga dissociationskonstanter. Formellt kan de beräknas, men de kommer inte att vara konstanta då koncentrationen ändras.
Flerbasiska syror och polysyrabaser dissocierar stegvis. Varje dissociationssteg har sin egen dissociationskonstant. Till exempel, för dissociering av fosforsyra:
Minskningen av konstanten från det första steget till det tredje beror på att det blir allt svårare att ta bort en proton när den negativa laddningen av den resulterande partikeln ökar.
Den totala dissociationskonstanten är lika med produkten av de konstanter som motsvarar de individuella dissociationsstadierna. Till exempel, i fallet med fosforsyra för processen:
För att bedöma graden av dissociation av svaga elektrolyter är det tillräckligt att endast ta hänsyn till det första steget av dissociation – det bestämmer först och främst koncentrationen av joner i lösningen.
Sura och basiska salter dissocierar också i steg, till exempel:
Det är lätt att märka att dissociationen av en hydroanjon eller hydroxokation är identisk med det andra eller tredje steget av dissociationen av motsvarande syra eller bas och därför följer samma lagar som har formulerats för stegvis dissociation av syror och baser. I synnerhet om det basiska saltet motsvarar en svag bas, och det sura saltet – svag syra, då sker dissociationen av hydroanjonen eller hydroxokationen (d.v.s. det andra eller tredje steget av saltdissociationen) i obetydlig utsträckning.
Varje syrehaltig syra och varje bas (vilket betyder syror och baser i traditionell mening) innehåller hydroxogrupper. Skillnaden mellan en syra och en bas är att i det första fallet sker dissociation vid EO-H-bindningen och i det andra – via E-ON-anslutning.
Amfotera hydroxider dissocierar både som baser och som syror (båda är mycket svaga). Således kan joniseringen av zinkhydroxid representeras av följande schema (utan att ta hänsyn till hydratiseringen av de resulterande jonerna):
Tillsatsen av syra förskjuter dessa jämvikter åt vänster, och tillsatsen av alkali – till höger. Därför dominerar dissociation beroende på typen av bas i en sur miljö, och i en alkalisk miljö – efter typ av syra. I båda fallen orsakar bindningen av joner som bildas under dissociationen av en svårlöslig amfoter elektrolyt till vattenmolekyler övergången av nya delar av sådana joner till lösningen, deras bindning, övergången av nya joner till lösningen, etc. Följaktligen, upplösningen av en sådan elektrolyt sker både i en sur lösning och i en alkalilösning.
Under dissociationen av syror spelas rollen som katjoner av vätejoner(H +), inga andra katjoner bildas under dissociationen av syror:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Det är vätejoner som ger syror deras karakteristiska egenskaper: sur smak, färgning av indikatorn röd, etc.
Negativa joner (anjoner) delas av från en syramolekyl syraåterstod.
En av egenskaperna hos dissociationen av syror är deras basicitet - antalet vätejoner som finns i en syramolekyl som kan bildas under dissociation:
- monobasiska syror: HCl, HF, HNO3;
- tvåbasiska syror: H2SO4, H2CO3;
- tribasiska syror: H 3 PO 4.
Processen för eliminering av vätekatjoner i flerbasiska syror sker i steg: först elimineras en vätejon, sedan en annan (tredje).
Stegvis dissociation av en dibasisk syra:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Stegvis dissociation av en tribasisk syra:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Vid dissociering av flerbasiska syror sker den högsta graden av dissociation i det första steget. Till exempel, under dissociationen av fosforsyra, är graden av dissociation i första steget 27 %; andra - 0,15%; tredje - 0,005%.
Basdissociation
Under dissocieringen av baser spelas anjonernas roll av hydroxidjoner(OH -), inga andra anjoner bildas under dissocieringen av baser:
NaOH ↔ Na + + OH -
Surheten hos en bas bestäms av antalet hydroxidjoner som bildas under dissociationen av en molekyl av basen:
- monosyrabaser - KOH, NaOH;
- disyrabaser - Ca(OH)2;
- trisyrabaser - Al(OH) 3.
Polysyrabaser, i analogi med syror, dissocierar också stegvis - i varje steg spjälkas en hydroxidjon:
Vissa ämnen kan, beroende på förhållandena, fungera både som syror (dissocierar med eliminering av vätekatjoner) och som baser (dissocierar med eliminering av hydroxidjoner). Sådana ämnen kallas amfotär(Se Syra-bas-reaktioner).
Dissociation av Zn(OH)2 som baser:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Dissociation av Zn(OH)2 som en syra:
Zn(OH)2 + 2H2O ↔ 2H+ + 2-
Dissociation av salter
Salter dissocierar i vatten till anjoner av sura rester och katjoner av metaller (eller andra föreningar).
Klassificering av saltdissociation:
- Normala (medelstora) salter erhålls genom fullständig samtidig ersättning av alla väteatomer i syran med metallatomer - dessa är starka elektrolyter, som helt dissocierar i vatten med bildning av metallkatoiner och en ensyrarest: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Syra salter innehåller i sin sammansättning, förutom metallatomer och en sur rest, ytterligare en (flera) väteatomer - de dissocierar stegvis med bildning av metallkatjoner, anjoner av den sura resten och en vätekatjon: NaHCO 3, KH 2 PO 4 NaH2PO4.
- Grundläggande salter innehåller i sin sammansättning, förutom metallatomer och en sur rest, ytterligare en (flera) hydroxylgrupper - de dissocierar med bildandet av metallkatjoner, anjoner av den sura resten och hydroxidjonen: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH) Cl.
- Dubbla salter erhålls genom samtidig ersättning av väteatomer i syran med atomer av olika metaller: KAl(SO 4) 2.
- Blandade salter dissociera till metallkatjoner och anjoner av flera sura rester: CaClBr.
