12. Ионное произведение воды, pH растворов.

Вода – малодиссоциированное в-во. K_{д (в)}=1,8 *10^-16 (при 22^оС); H₂OH⁺+OH^-; K_д= K_в = =10^-14 – ионное произведение воды. В нейтральных р-х =10^-7 моль/л В кислых р-х [ ]>10^-7 В щелочных р-х [ ]<10^-7 Среду описывают водородным показателем pH=–lg[H⁺]=–lg[10^-7]=7. pH=7 В кислой среде pH<7, в щелочной pH>7. Чем сильнее отличается pH от 7, тем более выражена среда. Экспресс изменения pH определяется индикаторной бумагой. Возможны определение среды с использованием р-ра индикатора.

Индикатор	Кислая pH<7	Нейтральн pH=7	Щелочная pH>7
Лакмус	красный	фиолетовый	синий
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
Метил оранж	розовый	оранжевый	жёлтый

13. Ионообменные процессы. Равновесие в водных растворах электролитов.

Ионообменные процессы. Реализацию ионообменных процессов отражают тремя видами уравнений: Молекулярное, Ионно-молекулярное, Краткое ионное. В ионно-молекулярном ур-ие указывают реально существующие частицы, т.е. для сильных электролитов указывают ионы, для слабых молекулы. Краткую ионную форму получаем, сократив одинаковые частицы. Она отражает суть процесса. Равновесие в водных растворах электролитов. Смещение ионного равновесия, которое приводит к увеличению или уменьшению ионной диссоциации, осуществляется по принципу Ле Шателье: введение в раствор одноименного иона, (т.е. увеличение концентрации одного из продуктов реакции) приводит к смещению ионного равновесия влево, в сторону образования молекул или уменьшению степени диссоциации электролита. Наоборот связывание одного из ионов мало диссоциир. в-во ведет к повышению степени диссоциации электролита.

Пример: CH₃COOH  CH₃COO^- + H⁺. При добавлении ацетат ионов смещается в сторону обратного процесса

14. Гидролиз солей. Классификация солей по реализации процесса гидролиза. Гидролиз солей по катиону.

Гидролиз – обменное взаимодействие в-в с водой, приводящее к их разложению (образованию малодиссоциируемого в-ва). Исходная соль состоит из катионов и анионов, которые обмениваются с частицами воды, добавляя продукты кислого и основного хар-ра. Получившийся электролит должен обязательно быль слабым электролитом. Процесс гидролиза обратимый: обратная реакция – нейтрализации. Если рассматривать соли, как продукты взаимодействия кислот и оснований, можно выделить четыре типа солей и три случая гидролиза. 1. Соль сильного основания (щелочи) и сильной кислоты (HCl, HClO₄, HNO₃, H₂S0₄) гидролизу не подвергается, среда раствора — нейтральная, pH=7. 2. Соль сильного основания (щелочи) и слабой кислоты (HClO, HNO₂, H₂S, H₂SiO₃, Н₂СO₃ включая органические кислоты) гидролизуется обратимо по аниону, среда раствора — щелочная, pH>7. 3. Соль слабого основания (NH₃ • Н₂0, органические амины, нерастворимые гидроксиды металлов) и сильной кислоты гидролизуется обратимо по катиону, среда раствора — кислая, pH<7. 4. Соль слабого основания и слабой кислоты гидролизуется обратимо по катиону и аниону. Реакция среды близка к нейтральной. Гидролиз солей по катиону: приводит к образованию гидрокатионов и ионов водорода (среда р-ра кислая pH<7). Пример: NiCl₂ 1) Ni²⁺+HOH(NiOH)⁺+H⁺ NiCl₂+HOHNiOHCl+HCl 2) (NiOH)⁺+HOHNi(OH)₂+H⁺ NiOHCl+HOHNi(OH)₂+HCl