Pewien kwas HR tworzy roztwór, którego p wynosi 4, a stężenie molowe jest równe 0,01 mol/dm3. Oblicz stopień

Kwasy, zasady i sole nazywa się elektrolitami, ponieważ przewodzą prąd elektryczny, zarówno w wodnych roztworach, jak i w stanie stopionym (sole). Nie wszystkie wodne roztwory w jednakowym stopniu przewodzą prąd elektryczny. Niektóre związki np. sole, kwas solny, czy wodorotlenku potasu w postaci wodnych roztworów bardzo dobrze przewodzą prąd elektryczny - nazywamy je mocnymi elektrolitami. Inne, np. CH3COOH, NH3 mimo, że są o tym samym stężeniu co elektrolity mocne wykazują znacznie słabsze przewodnictwo. Takie elektrolity nazywa się słabymi elektrolitami.
Za przewodnictwo elektryczne odpowiedzialne są jony obecne w roztworze. Jeżeli elektrolit mocny dobrze przewodzi prąd elektryczny, a elektrolit słaby mimo takiego samego stężenia źle, oznacza to, że w elektrolicie słabym jest mniejsze stężenie jonów odpowiedzialnych za przewodzenie prądu elektrycznego. Mówimy, że elektrolity mocne są zdysocjowane całkowicie (oczywiście mowa o roztworach umiarkowanie stężonych), natomiast elektrolity słabe tylko w jakiejś części. Inaczej, w elektrolicie mocnym istnieją w roztworze tylko jony, a w elektrolicie słabym jony będące w równowadze z niezdysocjowanym związkiem. To ostatnie zdanie można w skrócie zapisać w postaci równania reakcji w następujący sposób:
elektrolit mocny: elektrolit słaby:
Bez względu na rodzaj pierwiastków A i B, pierwiastek bardziej elektroujemny zapisywany jest po prawej stronie we wzorze sumarycznym (wyjątkiem jest NH3 i PH3). Podczas heterolitycznego rozerwania wiązania pierwiastek bardziej elektroujemny zabiera ze sobą parę elektronów wiązących.
Dla elektrolitów słabych możemy zapisać stałą równowagi reakcji dysocjacji (tylko one stosują się do prawa działania mas):
(Elektrolity mocne nie stosują się do prawa działania mas ponieważ w elektrolitach mocnych z definicji [AB]=0, czyli mianownik byłby równy 0).
Jeżeli związek jest słabo zdysocjowany, stężenie form zdysocjowanych (jonów) jest małe, a stężenie formy niezdysocjowanej duże. Czyli stała równowagi reakcji dysocjacji dla elektrolitów słabych przyjmuje bardzo małe wartości: K<<1.
Dla elektrolitów mocnych nie możemy zapisać równania na stałą dysocjacji, lub można powiedzieć, że K>>1. Istnieje jeszcze cały szereg elektrolitów o wartościach pośrednich K, pomiędzy 10>K>0,001. Te elektrolity nazywamy elektrolitami średniej mocy (dlaczego taki podział, okaże się później).
1
Kwasy - wykładnik stężenia jonów wodorowych
Według teorii Bronsteda-Lowry’ego kwasem jest taka substancja, która może oddać jon
wodorowy, natomiast zasadą taka, która ten jon wodorowy może przyjąć.
Jeżeli rozpatrujemy tylko roztwory wodne, kwasem będzie substancja mająca silniejsze właściwości donorowe od wody, a zasadą tylko substancja mająca silniejsze właściwości akceptorowe od wody. Pozostałe substancje w wodzie nie wykazują właściwości kwasowo- zasadowych. Jednak w roztworach innych niż woda także one takie mogą być kwasami lub zasadami. Niekiedy zasada w roztworze wodnym, może stać się kwasem w roztworze niewodnym, a substancja będąca kwasem w wodzie, może być zasadą w rozpuszczalniku innym niż woda.
Mimo, że kwasy dysocjują na jon wodorowy i resztę kwasową, należy pamiętać, że w żadnym rozpuszczalniku jon wodorowy nie może istnieć samodzielnie. W wodzie przyjmuje się, że istnieje w postaci jonu hydroniowego H3O+ (niewykluczone jest również, że istnieje w postaci H5O2+). Dla uproszczenia jednak przyjmuje się zapis H+, lecz należy pamiętać, że samodzielnie proton nie może istnieć w roztworze.
Kwasowość lub zasadowość roztworu można określić wartością stężenia jonów wodorowych (wartość stężenia jonów wodorowych określa również zasadowość roztworu ponieważ:
[H+].[OH-]=10-14 )
Ze względu, że [H+] może przyjmować wartości od 1mol/dm3 do 1.10-14mol/dm3, wygodniej jest zamiast stężeniami posługiwać się logarytmem ze stężeń jonów wodorowych. W 1909 roku S.P.L. Sörenson zaproponował używanie ujemnego logarytmu ze stężeń jonów wodorowych w celu określenia kwasowości roztworu. Ujemny logarytm w chemii zwykło się oznaczać literką p.
pH=-log[H+], czyli z definicji logarytmu: [H+]=10-pH
Jeżeli -log[H+]=pH, to -log[OH-]=pOH, [H+][OH-]=10-14 otrzymamy: -log([H+][OH-])=-log[H+]+(-log[OH-])=-log10-14 czyli: pH+pOH=14
to z definicji logarytmów
pH roztworów mocnych kwasów i mocnych zasad
Z definicji mocne elektrolity są w pełni zdysocjowane, zatem dla kwasu jednoprotonowego H-R stężenie jonów wodorowych [H+] jest równe stężeniu początkowemu kwasu. Podobnie w przypadku zasad, stężenie jonów wodorotlenowych jest równe stężeniu początkowemu zasady.