Ионное произведение воды. PH растворов. Произведение растворимости.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−

или

H2O ↔ H+ + OH−

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:, где:

[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH−] — концентрация гидроксид-ионов;

[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Для удобства условились выражать кислотность раствора как отрицательный логарифм концентрации водородных ионов. Эту величину называют водородным показателем и обозначают pH.

pH = -lg[H+]

Аналогично, отрицательный логарифм концентрации гидроксильных ионов обозначают pOH, однако, пользуются этим показателем значительно реже.

pH + pOH = 14

В зависимости от соотношения концентраций ионов H+ и OH¯ различают три вида реакции среды:

кислая среда: [H+] > [OH¯]; [H+] > 10-7 моль/л; pH < pOH; pH < 7;

нейтральная среда: [H+] = [OH¯] = 10-7 моль/л; pH = pOH = 7;

щелочная среда: [H+] < [OH¯]; [H+] < 10-7 моль/л; pH > pOH; pH >7;

Таким образом, значения pH всех водных растворов электролитов укладывается в шкалу pH от 0 до 14.

Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество.

Кислоты и основания. Классификац. Св-а. Номенклатур.

Основ трудрастворим.[CrOH3|Mn(OH)2] растворим.[NaOH,KOH]

NaOH+HCl|Ca(OH)2+CO2|NaOH+CuSO4|Cu(OH)2=t|NaOH+Zn(OH)2=Na2[Zn(OH)4] или Na2ZnO2+H2O Гидрооксид+название в-ва

Кисл безкисл[HCl.H2S.HBr] кислородосорд[H2SO4]

HCl+KOH| HCl+Zn| H2SO4+H2SiO3= H2SiO3|+ H2SO4

Кислотообр.эл.+[ая]+к-та|в соотв с N груп,пер,отвеч суфф [н],[ная],н[ая],ев[ая],ов[ая].По мере сниж степ окисл. Измен: оват[ая],новат[ая],новатист[ая], ист[ая]

[HClO+74 Хлорная HClO+53 хлорноватистая HClO+32хлорнистая HClO+1 хлорноватистая]

Константа, степень и рН гидролиза.усиление и ослабление процесса гидролиза

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой HA и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза Кг=[OH-][HA]/[A-] КH2O-ионное произведение воды.

Чем слабее кислота(чем меньше константа ее диссоциации),тем больше константа гидролиза образованной ею соли.Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты:Кг=[H+][MOH]/[M+] Кг тем больше, чем меньше Косн(чем слабее основание МОН).

Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза Кг уравнением: Кг=h2Cm/(1-h) часто h<<1=>Кг=h2Cm

h=( Кг/Cm)1/2 => при разбавлении раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает,

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, протекает ступенчато, причем продуктами первых стадий гидролиза являются кислые соли

В зависимости от того анион или катион вступал в реак-ю

то на первай ступени гидролиза обр OH- или H+.Если обр OH- то PH>7. Если обр Если обр H+ то PH<7. Если не обр OH- и H+ PH=7.нейтр

NH4++HOHуNH4OH+H+ pH<7 кисл

CN-+HOHуHCN+OH- pH>7 щел

Ослабить гидролиз можно (если это необходимо) понижением температуры, увеличением концентрации раствора, введением в него одного из продуктов гидролиза: кислоты, если при гидролизе накапливаются ионы Н+, или щелочи, если накапливаются ионы ОН–.

При нагревании происходит усиление гидролиза, соли с многозарядным катионом или анионом гидролизуются по второй или третьей ступени (необратимый процесс). При обычных условиях гидролиз проходит по первой ступени.