Классификация веществ по их растворимости в воде.

• 
  Хорошо растворимые - если при комнатной температуре в 100 г воды растворяется больше 1 г этого вещества.
• 
  Малорастворимые – если при таких условиях растворяется меньше 1 г вещества в 100 г воды.
• 
  Практически нерастворимые вещества – такие вещества, растворимость которых меньше 0, 01 г в 100 г воды.

12 Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,

2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.

3) осмотическое давление.

Идеальным раствором называют раствор, для которого выполняется первый закон Рауля.

Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным фактором.

Реальные растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области бесконечно малых концентраций.

Закон Рауля. Относительное понижение упругости пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного нелетучего компонента.

барометрическая формула Больцмана.

Следствия из закона Рауля:

1. Растворение нелетучего компонента в растворителе приводит к расширению температурной области существования жидкой фазы.

2. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения прямо пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества.

3. Растворы, содержащие одинаковое число молей растворенных веществ в одинаковых молях растворителя, обнаруживают одно и то же понижение температуры замерзания и одно и то же повышение температуры кипения.

? t_кип=Э x С_{моляльн},

где Э – эбуллиоскопическая константа, +0, 52.

? t_зам=К x С_{моляльн},

где К – криоскопическая константа, равная –1, 86.

Эбуллиоскопическая константа – разница между температурой кипения раствора и температурой чистого растворителя.

Криоскопическая константа – разница между температурой замерзания раствора и температурой чистого растворителя.

Для решения задач об этих константах необходимо знать массу растворенного вещества и массу раствора. Например, масса хлороформа (трихлорметан CHCl₃) рассчитывается по формуле:

где m ₁ – масса растворенного вещества;

m ₂ – масса растворителя;

? t – величина, показывающая на сколько градусов понизилась температура;

К – криоскопическая константа.

ОСМОС (от греч. -толчок, давление), самопроизвольный перенос в-ва через полупроницаемую мембрану, разделяющую два р-ра разл.концентрации или чистый р-ритель и р-р. Наиб. часто происходит переход р-рителя через полупроницаемую мембрану, не пропускающую растворенное в-во. Самопроизвольный массоперенос возникает в результате того, что хим. потенциал р-рителя уменьшается при увеличенииконцентрации растворенного в-ва.

13 Процесс электролитической диссоциации как взаимодействие веществ. Самоионизация.

Электролитическая диссоциация – распад некоторых веществ на ионы в растворе под действием молекул растворителя или в расплаве. Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

Теория Электролитической диссоциации:

1. при растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы). ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (гидратация). Процесс диссоциации является обратимым.

2. под действием постоянного электрического тока катионы движутся по катоду, анионы – к аноду.

3. степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации (а) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N’) к общему числу растворенных молекул (N): а = N’/ N;

Сильный электролит – вещество, степень диссоциации которого больше 30%.. к сильным электролитам относят все соли, сильные кислоты, сильные основания.

Слабый электролит – вещество, степень диссоциации которого меньше 3%. к слабым электролитам относят слабые кислоты, слабые основания.

степень диссоциации зависит от концентрации вещества в растворе, поэтому некоторые слабые электролиты при разбавлении могут стать сильными.

константа диссоциации – константа равновесия электролитической диссоциации. она равна отношению произведений концентраций ионов, образующихся при диссоциации, к концентрации исходных частиц.

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией. Реакцию воды часто записывают в более простом виде: H2O ↔ H+ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

Кд = (aH aOH)/aH2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 108 молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями, а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55, 5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H+] [OH¯ ] = Кд 55, 5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: aH·aOH = Кв.

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg aH. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH< 7 реакция раствора кислая, при pH> 7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H+ и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7, 40 ± 0, 05, слёз – 7, 4 ± 0, 1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.

14. Закон действующих масс в растворах электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.

Закон действия масс:

[СН3СОО-] [Н+]

КD = ---------------------- [ ] –равновесные концентрации, моль/л

[СН3СООН]

Чем > КD, тем больше ионов в растворе. КD зависит:

от природы растворителя (различные диэлектрические проницаемости);

природы электролита;

температуры.

Зависимость между КD и степенью диссоциации α описывается законом разбавления Оствальда. Разбавление - это величина, обратная концентрации.

α 2

КD = ---------------, где V –объем раствора, л

V (1 – α)

Для слабых электролитов α < < < 1. Пренебрегая ею в знаменателе получаем:

α 2 _____ _____

КD = ------ α = √ КD V или α = √ КD/с

V

Т.е. степень диссоциации слабого электролита пропорциональна корню квадратному из разбавления раствора. Уравнение пригодно для бинарных электролитов. Например, если раствор разбавить в 4 раза, то степень диссоциации возрастет в 2 раза.

Из уравнения следует:

чем более разбавлен раствор, тем больше степень электролитической диссоциации;

α двух сравниваемых растворов электролитов при их одинаковой концентрации больше у того, у которого больше КD.

Зная КD, можно:

вычислить степень гидролиза солей α гидр

вычислить степень электролитической диссоциации

концентрацию ионов Н+ или ОН- и их изменение в ходе нейтрализации слабых кислот и оснований.

Пример:

[СН3СОО -] [Н+]

КD = ----------------------

[СН3СООН]

Учитывая, что [Н+] = [СН3СОО -],.можно записать

[Н+]2 ______________

КD = -------------------- [Н+] = √ КD [СН3СООН]

[СН3СООН]

Так как СН3СООН – слабый электролит, то равновесную концентрацию кислоты можно считать примерно равной общей концентрации [СН3СООН] = с СН3СООН

__________

и [Н+] = √ КD сСН3СООН. Зная [Н+], легко вычислить и α.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Н2СО3  Н+ +НСО3- (1)

НСО3-  Н+ +СО3-2 (2)

[НСО3 -] [Н+]

КD1 = ------------------- = 4, 31·10-7

[Н2СО3]

[СО3 -2] [Н+]

КD2 = ------------------- = 5.61·10-11

[НСО3-]

Для Н3РО4:

Н3РО4  Н++ Н2РО4- (1)

Н2РО4- Н++ НРО4-2 (2)

НРО4-2- Н++ РО4-3 (3)

[Н2РО4 -] [Н+]

КD1 = ------------------- = 7, 5·10-3

[Н3РО4]

[НРО4 -2] [Н+]

КD2 = ------------------- = 6, 2·10-8

[Н2РО4-]

[РО4 -3] [Н+]

КD3 = ------------------- = 2, 2·10-13

[НРО4-2]

Всегда КD1> КD2 > КD3, т.е. диссоциация идет, в основном, по первой ступени. Для удобства расчетов введен показатель константы диссоциации рК = - lg КD.

Пример: КD HNO2 = 5, 1·10-4. рК HNO2 = 3, 29

Диссоциация оснований также протекает ступенчато.

Pb(OH)2  Pb(OH)+ + OH- (1)

Pb(OH)+·  Pb+2 + OH- (2)

[Pb(OH)+] [OН-]

КD1 = ---------------------- = 9, 6·10-4

[Pb(OH)2 ]

[Pb2+] [OН-]

КD2 = ---------------------- = 3, 0·10-8

[Pb(OH)+ ]

Кроме разбавления на степень диссоциации влияют:

добавление одноименного иона, которое смещает равновесие в сторону исходных веществ;

добавление разноименных ионов усиливает диссоциацию электролита, а значит и степень диссоциации.

Сильные электролиты закону действия масс не подчиняются: КD их, вычисленные по уравнению: α с2

К = ----------

1 – α

не являются постоянными величинами при различных концентрациях. Пример: диссоциация хлорида калия при 18 С

15. Теория сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила растворов. Связь ионной силы раствора с коэффициентом активности.

При увеличении концентрации растворов электролитов создаются условия, когда за счет электростатического взаимодействия становится возможным образование новых соединений – ассоциатов. На вероятность образования ассоциатов указал Н. Бьеррум, им определено то минимальное расстояние между ионами, при котором становится возможным образование ассоциатов. В симметричных электролитах образуются нейтральные ионные пары. Эти ионные пары имеют определенное время жизни, т. е. можно говорить об ионном равновесии между ионной парой и теми ионами, которые составляют эти ионные пары. Различают несколько видов ионных пар, находящихся в растворе:

1) константная K+, An–;

2) гидратно (сольватно)-ионная пара K+(H2O)An–;

3) гидратно (сольватно)-разделенная пара K+(H2O)N An–;

4) ионные тройники K+An–K+, An–K+An–.

Образование ионных пар в растворе сказывается на величине проводимости раствора, причем появление и образование нейтральных ассоциатов снижает проводимость растворов электролитов.

Для сильных электролитов, когда степень ионизации велика, константа ионизации зависит от концентрации, так как при накоплении в растворе большого числа ионов сказывается их взаимное влияние. Когда растворитель обладает малой диэлектрической проницаемостью (величина, показывающая, во сколько раз ослабевают силы взаимодействия электрических зарядов при расположении этих зарядов в диэлектрике по сравнению с силами в вакууме), создаются условия для электростатического взаимодействия сольватированных ионов противоположного знака. При этом последние подходят друг к другу на близкое расстояние и образуют ионную пару – сложный агрегат, состоящий из двух противоположно заряженных ионов, окруженных молекулами растворителя, в котором электрические заряды взаимно компенсированы, это – ассоциация.

Параметр Бьеррума

где е – заряд электрона –16 x 10–19Кл;

к – константа Больцмана = 1.38 x 10–23Кдж/к;

Т – абсолютная температура;

Е – диэлектрическая проницаемость.

Ассоциация ионов – образование из противоположно заряженных ионов (в растворах электролитов) особого рода частиц-ассоциатов, в которых ионы удерживаются за счет электростатического взаимодействия их электрических зарядов в соответствии с законом Кулона. Процессы ассоциации ионов подчиняются закону действующих масс, термодинамическим соотношениям.

Простейшие ассоциаты – ионные пары, нейтральные или электрически заряженные, термодинамически устойчивые частицы, находящиеся в равновесии с простыми ионами.

Степень ассоциации ионов зависит от природы растворителя, электролита, температуры, концетрации раствора. Она возрастает с уменьшением диэлектрической проницаемости растворителя вследствие увеличения кулоновского притяжения ионов.

Ассоциация – объединение однородных частиц в растворе.

Коэффициент активности – коэффициент, связывающий реальную концертрацию электролита с его термодинамической активностью в уравнении a = γ c (a – активность; с – концентрация; γ – коэффициент активности).

Необходимость введения активностей обусловлена отклонениями термодинамических уравнений от идеальности за счет электростатических сил и сил межмолекулярного взаимодействия. В этом случае при использовании концетраций результаты расчета не сответствуют экспериментальным данным.

Чтобы уравнения для идеальных растворов не меняли вид, в них используются активности. Для определения коэффициентов активности используются различного вида приближения, в основе которых лежит предельный закон Дебая-Хюккеля.

Сам по себе предельный закон Дебая-Хюккеля имеет ограниченное применение в области сильно разбавленных растворов, поэтому чаще пользуются различными усовершенствованными приближениями.

Одной из форм приближения является формула: [1, c.51]

lg γ ± = — A |z+z–|I½ / (1 + I½) + CI,

где

γ ± – среднеионной коэффициент активности;

A – константа, зависящая от диэлектрической проницаемости среды и от температуры [1, c.44];

I – ионная сила раствора;

C – эмпирическая константа, обычно принимаемая значение -0.1.

Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда.

Ионная сила раствора имеет большое значение в теории сильных электролитов Дебая — Хюккеля. Основное уравнение этой теории (предельный закон Дебая — Хюккеля) показывает связь между коэффициентом активности иона и ионной силы раствора.

где ci — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), zi заряды ионов

Суммирование проводится по всем типам ионов, присутствующих в растворе. Если в растворе присутствуют два или несколько электролитов, то вычисляется общая суммарная ионная сила раствора.

16. Протолитическое равновесие. Кислоты, основания, амфолиты по Бренстеду.

Водородный показатель pH

Вода как слабый электролит в малой степени подвергается ионизации: H2O ↔ H+ + OH-. Ионы в водном растворе подвергаются гидратации (aq.) Для воды характерна протолитическая амфотерность. Реакция самоионизации (автопротолиза) воды, в ходе которой протон от одной молекулы воды (кислоты) переходит к другой молекуле воды (основанию) описывается уравнением: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-.

Константа равновесия самоионизации воды равна К константе ионизации применим закон действующих масс: где a - активность.

Для краткости вместо H3O+ в кислотно-основном равновесии пишут

H+.

Так как вода находится в растворе в большом избытке и в малой степени подвергается ионизации, то можно отметить, что ее концентрация величина постоянная и равна 55, 6 моль (1000 г: 18 г/моль = 56 моль) в литре воды.

Следовательно, произведение Ки(Н2O) и концентрации воды равны 1, 8•10-16 моль/л • 55, 6 моль/л = 10-14 моль2/л2. Таким образом, [H+][OH-] = 10-14 (при 25 °С) является постоянной величиной, обозна-

чается Kw и называется константой автопротолиза воды. Иногда используют устаревшее название - ионное произведение воды. Используя это значение, можно рассчитать концентрации ионов гидроксония и гидроксид-ионов в чистой воде: Итак, в чистой воде или любом водном растворе при постоянной температуре произведение концентраций катионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная, называемая константой автопротолиза или ионным произведением воды.

Ионное произведение воды величина важная и позволяет для любого водного раствора определить концентрацию ионов водорода при известной концентрации гидроксид-ионов и наоборот.

Например, если [H+] = 10-5 моль/л, то [OH-] = 10-14/10-5 = = 10-9 моль/л.

Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов одинакова - называют нейтральными растворами [H+] = [OH-] = = 10-7 моль/л. В кислых растворах [H+] > [OH-], [H+] > 10-7моль/л, а в щелочных [OH-] > [H+], [OH-] > 10-7 моль/л. Удобно пользоваться не абсолютными величинами K(H2O), [H+] и [OH-], а их отрицательным десятичным логарифмом. Обозначают рК(Н2О), pH и рОН. Прологарифмировав и изменив знаки в уравнении, получим: pH + + рОН = 14. Если pH = 3, то рОН = 14 - 3 = 11. pH и рОН однозначно тесно связаны между собой. Для упрощения за основу принимают водородный показатель pH - десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком: pH = -lg[H+].

Среда нейтральная при pH = 7, среда кислая при pH < 7, а при pH > 7 - среда щелочная.

В растворах различают общую, активную и потенциальную кислотность, которые обозначают: [H+]общ, [H+]акт, [H+]пот и выражают в моль/л. Общая кислотность - это концентрация всех катионов водорода (свободных и связанных), имеющихся в растворе при данных условиях. Определяют общую кислотность методом нейтрализации раствора. Активная кислотность - это концентрация свободных катионов водорода, имеющихся в растворе. Мерой активной кислотности является значение pH раствора. Потенциальная (резервная) кислотность измеряется количеством катионов водорода, связанных в молекулах слабых кислот в растворе. Она равна разности между общей и активной кислотностями: [H+]пот = [H+]общ - [H+]акт.

17. Вода как растворитель. Дифференцирующие и нивелирующие растворители.

Самым распространенным растворителем на нашей планете является вода. Тело среднего человека мас–сой 70 кг содержит примерно 40 кг воды. При этом около 25 кг воды приходится на жидкость внутри клеток, а 15 кг составляет внеклеточная жидкость, в которую входят плазма крови, межклеточная жидкость, спинно-моз-говая жидкость, внутриглазная жидкость и жидкое содержимое желудочно-кишечного тракта. У животных и растительных организмов вода составляет обычно бо–лее 50%, а в ряде случаев содержание воды достигает 90—95%.

Вследствие своих аномальных свойств вода – уни–кальный растворитель, прекрасно приспособленный для жизнедеятельности.

Прежде всего вода хорошо растворяет ионные и мно–гие полярные соединения. Такое свойство воды связа–но в значительной мере с ее высокой диэлектрической проницаемостью (78, 5).

Другой многочисленный класс веществ, хорошо раст–воримых в воде, включает такие полярные органиче–ские соединения, как сахара, альдегиды, кетоны, спир–ты. Их растворимость в воде объясняется склонностью молекул воды к образованию полярных связей с поляр–ными функциональными группами этих веществ, на–пример с гидроксильными группами спиртов и сахаров или с атомом кислорода карбонильной группы альдеги–дов и кетонов. Ниже приведены примеры водородных связей, важных для растворимости веществ в биологи–ческих системах. Вследствие высокой полярности во–да вызывает гидролиз веществ.

Так как вода составляет основную часть внутренней среды организма, то она обеспечивает процессы всасывания, передвижения питательных веществ и продуктов обмена в организме.

Необходимо отметить, что вода является конечным продуктом биологического окисления веществ, в частно–сти глюкозы. Образование воды в результате этих про–цессов сопровождается выделением большого коли–чества энергии – приблизительно 29 кДж/моль.

Важны и другие аномальные свойства воды: высо–кое поверхностное натяжение, низкая вязкость, высо–кие температуры плавления и кипения и более высокая плотность в жидком состоянии, чем в твердом.

Для воды характерно наличие ассоциатов – групп молекул, соединенных водородными связями.

В зависимости от сродства к воде функциональные группы растворяемых частиц подразделяются на гид–рофильные (притягивающие воду), легко сольватируе-мые водой, гидрофобные (отталкивающие воду) и ди-фильные.

К гидрофильным группам относятся полярные функ–циональные группы: гидроксильная —ОН, амино —NH2, тиольная —SH, карбоксильная —СООН. К гидрофоб–ным – неполярные группы, например углеводородные радикалы: СНз—(СН2)п —, С6Н5 —. К дифильным отно–сят вещества (аминокислоты, белки), молекулы кото–рых содержат как гидрофильные группы (—ОН, —NH2, —SH, —СООН), так и гидрофобные группы: (СН3 – (СН2)п, —С6Н5—).

При растворении дифильных веществ происходит изменение структуры воды как результат взаимодей–ствия с гидрофобными группами. Степень упорядо–чения молекул воды, близко расположенных к гидро–фобным группам, увеличивается, и контакт молекул воды с гидрофобными группами сводится к миниму–му. Гидрофобные группы, ассоциируясь, выталки–вают молекулы воды из области своего расположения.

По характеру влияния на относительную силу кислот, оснований и солей растворители также делят на дифференцирующие и нивелирующие.

Дифференцирующие растворители увеличивают различия в силе электролитов. К этой группе растворителей принадлежат: метил-этилкетон, ацетон, метанол, нитрометан и др. В нивелирующих растворителях электролиты хорошо и примерно одинаково диссоциируют, потому эти растворители уравнивают различия в силе кислот или оснований. Основные растворители (например, жидкий аммиак) являются нивелирующими для кислот, а кислотные растворители (например, жидкий хлороводород) уравнивают силу оснований.

18. Автопротолиз. Ионное произведение воды. Рн

Автопротолиз — гомофазный процесс самоионизации, обратимый процесс передачи протона от одной нейтральной молекулы жидкости к другой и образования в результате равного числа катионов и анионов.

Наиболее важное значение имеет автопротолиз воды. Константа автопротолиза для воды обычно называется ионным произведением воды и обозначается как. Ионное произведение численно равно произведению равновесных концентраций ионов гидроксония и гидроксид-анионов. Обычно используется упрощенная запись:

При стандартных условиях ионное произведение воды равно 10− 14. Оно является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. Автопротолиз воды объясняет, почему чистая вода, хоть и плохо, но всё же проводит электрический ток.

На основе ионного произведения воды вычисляются водородный показатель и константа гидролиза солей, константа сольватации (произведение растворимости) — важнейшие характеристики равновесных процессов в растворах электролитов.

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

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;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55, 56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1, 8·10− 16моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

Обозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1, 8·10− 16 моль/л·55, 56 моль/л = 10− 14моль² /л² = [H+]·[OH− ] (при 25 °C).

Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот.

Практическое значение ионного произведения воды

Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации [H+] или [OH− ]) найти соответственно концентрации [OH− ] или [H+]. Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами — соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).

Так как Kв — константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H+), концентрация гидроксид-ионов OH− будет падать и наоборот. В нейтральной среде [H+] = [OH− ] = моль/л. При концентрации [H+] > 10− 7 моль/л (соответственно, концентрации [OH− ] < 10− 7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации [OH− ] > 10− 7 моль/л (соответственно, концентрации [H+] < 10− 7 моль/л) — щелочной

19. Гидролиз по катиону и аниону. Необратимый гидролиз. Константа и степень гидролиза. Расчёт pH.

Гидролиз - это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. (В общем случае обменное взаимодействие растворённого вещества с растворителем носит название - сольволиз).

В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.