19. Ионообменные реакции

Это реакции, идущие в растворах между ионами. Сущность их выражается ионными уравнениями, которые записываются так: сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые электролиты, газы, осадки (твердые вещества) - в виде молекул, независимо от того в какой части уравнения они находятся: левой или правой.

20. Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода, называемое ионным произведением воды K_в, равна

Таким образом, в пределах 15–25 °C ионное произведение воды K_в = 10^–14.

Ионизация (обогащения воды коллоидным серебром)

Водородный показатель, pH, отрицательный десятичный логарифм концентрации (точнее, активности) ионов водорода (в г-ион/л) в данном растворе:

 

21. Произведение растворимости — произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита. Показатели степени для концентраций, входящих в П. р., равны коэффициенту при соответствующем ионе в уравнении диссоциации электролита. Для неидеальных растворов концентрации должны быть заменены на активности и полученное произведение называется произведением активностей. При данной температуре и в данном растворителе П. р. для каждого электролита есть характерная постоянная величина.

22. Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

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.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции.

Рассмотрим наиболее типичные случаи гидролиза солей. 1. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону).

NH₄Cl+HOH<—>NH₄OH+HCl

NH₄⁺ +Cl^-+HOH<—>NH₄OH+H⁺+ Cl^-

NH₄⁺ +HOH<—>NH₄OH+H⁺

В растворе накапливаются ионы H⁺, в результате чего реакция смещается в кислую сторону, рН в растворах солей подобного типа меньше7.

2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону).

CH₃COONa+HOH<—>CH₃COOH+NaOH

CH₃COO^-+Na⁺+HOH<—>CH₃COOH+Na⁺+OH^-

CH₃COO^-+HOH<—>CH₃COOH+OH^- В данном случае гидролиз ведет к увеличению концентраций ионов в растворе, среда щелочная, рН>7.

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону).

CH₃COONH₄ +HOH<—>CH₃COOH+NH₄OH

CH₃COO^- + NH₄⁺ +HOH<—>CH₃COOH+NH₄OH

В результате гидролиза ацетата аммония происходит образование двух слабых электролитов, раствор оказывается близким к нейтральному, рН~7.

4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Соли подобного типа гид­ролизу не подвергаются. Их ионы не образуют с ионами H⁺ и  OH^-воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН  равен 7.