Кислоты. Основания. Соли

Кислоты - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют:

H2SO4 = 2H+ + SO42−,
HF знак обратимости H+ + F−

Сильные кислоты HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, H2SeO4, HNO3, HMnO4, H2Cr2O7 и т.п.
Слабые кислоты HF, H2S, HCN, HClO, HNO2, H3PO4, H2CO3, CH3COOH, H4SiO4 и другие

Основания - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:

KOH = K+ + OH−,
Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH−

Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2 и других практического значения не имеет.

К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, KOH, Ba(OH)2 и некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH3 · H2O.

Соли - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н+ и любые анионы, кроме OH−:

После растворения и диссоциации средних и кислых солей их катионы и/или анионы могут далее взаимодействовать с водой - подвергаться обратимому гидролизу; за счет последнего процесса в растворах многих солей появляются катионы Н+ и/или анионы OH−.

Оснóвные соли MgCl(OH), Cu2CO3(OH)2 и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде.

Нейтральная, кислотная и щелочная среда

Чистая вода - это очень слабый электролит:

H2O знак обратимости H+ + OH−

Концентрации катионов водорода H+ и гидроксид-ионов OH− в чистой воде весьма невелики и составляют 1 · 10−7 моль/л при 25 °С. Катион водорода H+ представляет собой простейшую химическую частицу - протон p+ (электронная оболочка катиона H+ отвечает формуле 1s0 и не содержит электронов). У свободного протона велики подвижность и проникающая способность; в окружении полярных молекул воды он не может оставаться свободным и присоединяется к одной из молекул H2O, образуя катион оксония H3O+:

H2O + H+ = H3O+

В дальнейшем для упрощения записываем только H+, но подразумеваем H3O+. В чистой воде содержание H3O+ (H+) и OH− одинаково; в водных растворах кислот появляется избыток ионов H3O+ (H+), а в щелочных - избыток ионов OH за счет диссоциации кислот или оснований).

Типы среды водных растворов: