1)Реакция ионного обмена — один из видов химических реакций, характеризующаяся выделением в продукты реакции воды, газа или осадка.

Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например:

3H₂ + N₂ ⇌ 2NH₃.

2) Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Ионы (от греч.   - идущий), одноатомные или многоатомные частицы, несущие электрический заряд, например Н⁺, Li⁺, Аl³⁺, NH₄⁺, F^-, SO₄^2-. Положительные ионы называют катионами (от греч. kation, буквально - идущий вниз), отрицательные - анионами 

С точки зрения теории электролитической диссоциации основания-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида - гидроксид - ионов ОН^-.  В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид: Основание -> Катион основания + Гидроксид – ион

NaOH   Na⁺+ OH^-  Ba(OH)₂   Ba²⁺+ 2OH^- NH₃·H₂O   NH₄⁺+ OH^-

Кислоты.Кислоты исторически получили своё название из-за кислого вкуса водных растворов тактх веществ, как хлороводород или уксусная кислота. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида - катионов водорода Н⁺. В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид: Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остатка

H2SO4   2H+ + SO42- CH3COOH   H+ = CH3COO-

Соли. С точки зрения теории электролитической реакции соли - это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка. В общем виде уравнение электролитической диссоциации солей имеет следующий вид: Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

BaCl2  Ba2+ + 2Cl-  K2CO3   K+ + CO32-

3) Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы.Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой альфа α).

Степень диссоциации - это отношение числа распавшихся на ионы моле­кул N' к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило,увеличивает степень диссоциации и повышение темпера­туры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

Рассмотрим смещение равновесия,  устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитическойдиссоциации слабого электролита - уксусной кислоты: 

СН₃СООН  СНзСОO^-+ Н⁺

При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие смес­тится в сторону образования ионов, - степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот,при упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты - степень диссоциации умень­шается.

4) Амфоте́рность (от др.-греч. (ἀμφότεροι — «двойственный», «обоюдный») — способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и осно́вные свойства.

Амфоте́рные гидрокси́ды — неорганические соединения, гидроксиды амфотерных элементов, в зависимости от условий проявляющие свойства кислотных илиосно́вных гидроксидов.

Амфотерные оксиды — солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (то есть проявляющиеамфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют степень окисления II, III, IV.

5) Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Вывод значения pH

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H⁺]) и гидроксид-ионов ([OH⁻]) одинаковы и составляют 10⁻⁷ моль/л, это напрямую следует из определенияионного произведения воды, которое равно [H⁺] · [OH⁻] и составляет 10⁻¹⁴ моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H⁺] > [OH⁻] говорят, что раствор является кислым, а при [OH⁻] > [H⁺] — щелочным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH.

[править]pOH

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH⁻:

как в любом водном растворе при 22 °C  , очевидно, что при этой температуре:

6) Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Различают три типа гидролиза:

Гидролиз по аниону - гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой (например Na₂CO3, Na₂S, CH₃COOK, Na₂SiO₃, LiCN, K₃PO₄). В результате гидролиза по аниону будет происходить подщелачивание среды (pH > 7). Примеры гидролиза по аниону

1. Гидролиз Na₂CO₃

Первая ступень: в молекулярной форме: Na₂CO₃ + H₂O <=> NaHCO₃ + NaOH  в полной ионной форме: 2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O <=> 2Na⁺ + HCO₃^- + OH^- в сокращенной ионной форме: CO₃^2- + H₂O <=> HCO₃^- + OH^-  

Вторая ступень: в молекулярной форме: NaHCO₃ + H₂O <=> H₂CO₃ + NaOH  в полной ионной форме: Na⁺ + HCO₃^- + H₂O <=> Na⁺ + H₂CO₃ + OH^- в сокращенной ионной форме: HCO₃^- + H₂O <=> H₂CO₃ + OH^-  

2. Гидролиз CH3COONa

в молекулярной форме: CH3COONa + H₂O <=> CH3COOH + NaOH  в полной ионной форме: Na⁺ + CH3COO^- + H₂O <=> Na⁺ + CH3COOH + OH^- в сокращенной ионной форме: CH3COO^- + H₂O <=> CH3COOH + OH^-  

2. Гидролиз по катиону - гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой (например CuCl2, Zn(NO3)2, Al2(SO4)3, ZnBr₂, Pb(NO₃)₂, Cr₂(SO₄)₃). В результате гидролиза по катиону будет происходить подкисление среды (pH < 7). Примеры гидролиза по катиону

1. Гидролиз CuCl₂

Первая ступень: в молекулярной форме: CuCl₂ + Н₂О <=> CuOHCl + HCl в полной ионной форме: Cu²⁺ + 2Cl^- + Н₂О <=> CuOH⁺ + 2Cl^- + H⁺ в сокращенной ионной форме: Cu²⁺ + Н₂О <=> CuOH⁺ + H⁺  

Вторая ступень: в молекулярной форме: CuOHCl + Н₂О <=> Cu(OH)₂ + HCl  в полной ионной форме: CuOH⁺ + Cl^- + Н₂О <=> Cu(OH)₂ + H⁺ + Cl^- в сокращенной ионной форме: CuOH⁺ + Н₂О <=> Cu(OH)₂ + H⁺  

2. Гидролиз ZnSO₄

Первая ступень: в молекулярной форме: 2ZnSO₄ + 2Н₂О <=> (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄ в полной ионной форме: 2Zn²⁺ + 2SO₄^2- + 2Н₂О <=> 2ZnOH⁺ + 2SO₄^2- + 2H⁺ в сокращенной ионной форме: Zn²⁺ + Н₂О <=> ZnOH⁺ + H⁺  

Вторая ступень: в молекулярной форме: (ZnOH)₂SO₄ + 2Н₂О <=> 2Zn(OH)₂ + H₂SO₄ в полной ионной форме: ZnOH⁺ + SO₄^2- + 2Н₂О <=> 2Zn(OH)₂ + H⁺ + SO₄^2- в сокращенной ионной форме: ZnOH⁺ + Н₂О <=> Zn(OH)₂ + H⁺  

3. Гидролиз по аниону и катионы (полный гидролиз) - гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой (например Na₂CO3, Na₂S, CH₃COOK, Na₂SiO₃, LiCN, K₃PO₄). В результате полного гидролиза среда остается нейтральной (в зависимости от силы образовавшейся кислоты и основания возможно небольшое подщелачивание или подкисление среды (pH ~ 7). Примеры полного гидролиза

Примеры полного гидролиза:

1. Гидролиз CuS

CuS + 2Н₂О => Cu(OH)₂ + H₂S  

2. Гидролиз ZnCO₃

 ZnCO₃ + Н₂О => Zn(OH)₂ + CO₂ + H₂O 

3. Гидролиз NH₄CN

NH₄CN + H₂O => NH₄OH + HCN

• Совместный гидролиз. Из самого названия следует, что в этом случае в растворе протекают две выше рассмотренные реакции. Предлагаем школьникам проанализировать их и сделать вывод о реакции среды. Опровергаем (можно экспериментом) представление о том, что среда будет нейтральной. Одинаковое число ионов водорода и гидроксид-ионов только на бумаге. На самом деле здесь протекают две независимые обратимые реакции, и каких ионов в растворе окажется больше, зависит от степени протекания каждой реакции. А это, в свою очередь, зависит от того, что слабее, кислота или основание. Если слабее основание, то в большей степени будет протекать гидролиз по катиону и среда раствора будет кислой. Если слабее основание – наоборот. Как исключение, возможен случай, когда среда будет почти нейтральной, но это только исключение.

• Одновременно обращаем внимание учащихся на то, что связывание гидроксид-ионов и ионов водорода в воду приводит к уменьшению их концентрации в растворе. Предлагаем вспомнить принцип Ле Шателье и подумать, как это повлияет на равновесие. Подводим их к выводу, что при совместном гидролизе степень его протекания будет значительно выше, и, в отдельных случаях, это может привести к полному гидролизу.

• Полный гидролиз. Для полного протекания гидролиза нужно, чтобы соль была образована очень слабой кислотой и очень слабым основанием. Кроме того, желательно, чтобы один из продуктов гидролиза, уходил из сферы реакции в виде газа. (Малорастворимые вещества, остающиеся в контакте с раствором, вообще говоря, не уходят из сферы реакции, поскольку все равно, сколько то растворимы.) Поэтому полному гидролизу подвергаются обычно соли газообразных или неустойчивых кислот: сероводородной, угольной, отчасти сернистой. К ним примыкают вещества, которые в обычном понимании уже не являются солями: нитриды, фосфиды, карбиды, ацетилениды, бориды. Полностью гидролизуются также алкоголяты.

Примеры решения задач

Первое, что нужно сделать решая пойдет гидролиз или нет, это определится какой кислотой и каким основанием образованна исследуемая соль.

Например, необходимо определить пойдет ли гидролиз следующих солей: NaCl, CuCl₂, KCN и (NH₄)₂S.

Решение:

1. Хлорид натрия NaCl состоит из катиона металла Na⁺ соответствующего сильному основанию гидроксиду натрия NaOH и аниона кислотного остатка Cl^- соответствующего сильнойсоляной кислоте HCl. Соответственно наша соль образована сильной кислотой и сильным основанием, поэтому гидролизу она не подвергается.

2. Хлорид меди(II) CuCl₂ состоит из катиона металла Cu²⁺ соответствующего слабому основанию гидроксиду меди Cu(OH)₂ и аниона кислотного остатка Cl^- соответствующегосильной соляной кислоте HCl. Соответственно наша соль образована сильной кислотой и слабым основанием, поэтому гидролиз пойдет по катиону.

CuCl₂ + Н₂О <=> CuOHCl + HCl

3. Цианид калия KCN состоит из катиона металла K⁺ соответствующего сильному основанию гидроксиду калия KOH и аниона кислотного остатка CN^- соответствующего слабой синильной кислоте HCN. Соответственно наша соль образована слабой кислотой и сильным основанием, поэтому гидролиз пойдет по аниону.

KCN + H₂O <=> KOH + HCN

4. Сульфид аммония (NH₄)₂S состоит из катиона NH₄⁺ соответствующего слабому основанию гидроксиду аммония NH₄OH и аниона кислотного остатка S^2- соответствующего слабой сероводородной кислоте H₂S. Соответственно наша соль образована слабой кислотой и слабым основанием, поэтому гидролиз пойдет по аниону и катиону.

(NH₄)₂S + 2 H₂O = 2 NH₄OH + H₂S

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h_гидр); α = (c_гидр/c_общ)·100 % где c_гидр — число молей гидролизованной соли, c_общ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

7)Смешанный гидролиз-это гидролиз одновременно двух и более солей.

8)Ступенчатому гидролизу подвергаются соли образованные сильным основанием и слабой многоосновной кислотой.Соли образованные сильной кислотой, и слабым основанием многовалентного металла.

9) Эквивалент — это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентнакатиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях^[1][2].

Например, в реакции:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

эквивалентом будет реальная частица — ион Na⁺, в реакции

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

эквивалентом будет являться мнимая частица ½Zn(OH)₂.

10) З-н экв-ов  вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их хим. эквивалентам. 

11) Закон Авогадро. В равных объемах идеальных газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул. Согласно закону Авогадро 1моль любого идеального газа при нормальных условиях (0 °C (273К) и 101,3 кПа) занимает одинаковый объем 22,4 л.

12) Атом (от греческого atomos - неделимый)  — одноядерная, химически неделимая частица химического элемента, носитель свойства вещества. Из атомов состоят вещества. Сам атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного электронного облака. В целом атом электронейтрален. Размер атома полностью определяется размером его электронного облака, поскольку размер ядра ничтожно мал по сравнению с размером электронного облака. Ядро состоит из Zположительно заряженных протонов (заряд протона соответствует +1 в условных единицах) и N нейтронов, которые не несут на себе заряда (протоны и нейтроны называют нуклидами). Таким образом заряд ядра определятся только количеством протонов и равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. Положительный заряд ядра компенсируется отрицательно заряженными электронами (заряд электрона -1 в условных единицах), которые формируют электронное облако. Таким образом количество электронов равно количеству протонов. Массы протонов и нейтронов равны (соответственно 1 и 1 а.е.м.). Масса атома определятся массой его ядра, поскольку масса электрона примерно в 1850 раз меньше массы протона и нейтрона и в расчетах редко учитывается. Количество нейтронов можно узнать по разности между массой атома количеством протонов (N=A-Z).