1. Растворы
Доц. к.т.н. Петрова Елена Александровна
Московский Государственный Строительный
Университет
http://chemistry.do.am

2. Основные вопросы
1. Общие свойства растворов. Свойства разбавленных
растворов.
2. Электролитическая диссоциация в водных растворах.
3. Реакции ионного обмена в растворах электролитов.
4. Диссоциация воды. Водородный показатель. Индикаторы
5. Гидролиз солей.

3. 1. Общие свойства растворов. Свойства разбавленных растворов.
Растворы – это гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов.
Компоненты раствора
Растворенное
растворитель
вещество
среда вещество, равномерно
распределяемое в растворителе
в виде молекул и ионов

4. Растворение — физико-химический процесс, протекающий между твердой и жидкой
фазами и характеризующийся переходами твердого вещества в раствор.
При растворении образуются:
1. соединения, называемые сольватами;
2. если растворителем является вода, то полученные соединения называются
гидратами.
3. если гидратная вода входит в состав кристаллов, то соединения называются
кристаллогидратами. Например, N a 2 SO 4 10H 2 O , C uSO 4 5H 2 O .
Стадии растворения кристаллических веществ в воде
1. Разрушение кристаллической решетки. Этот процесс
происходит с поглощением теплоты, т.е. ΔН1> 0.
2. Взаимодействие частиц вещества с молекулами воды. Этот
процесс происходит с выделением теплоты, т.е. ΔН2 < 0.
Таким образом, суммарный тепловой эффект:

5. Концентрация - количество растворенного вещества, сосредоточенное в
определенной массе или объеме раствора или растворителя.
Концентрация определяет количественный состав раствора.
Способы выражения концентрации растворов
1. Массовая доля ω - это отношение массы растворенного вещества к общей массе
раствора: где mв – масса растворенного вещества, г;
m – масса раствора, г.
2. Молярная концентрация (молярность См), моль/л. Она представляет собой
отношение количества растворенного вещества к объему раствора:
где n – число моль растворенного вещества, моль;
V – объем раствора, л.
Пример: если дано 0,1М, то это значит, что Cм = 0,1 моль/л.
3. Молярная концентрация эквивалентов вещества (нормальность Сэ) равна
отношению количества эквивалентов вещества к объему раствора в литрах.
Измеряется в моль/л. где nэ – количество эквивалентов вещества, моль;
V – объем раствора, л.
Пример: если дано 0,1н., то это значит, что Cэ = 0,1 моль/л.
Затрачиваемые на реакцию объемы растворов обратно
пропорциональны их нормальностям:
V1 C э2
или V1 С э1 V2 C э 2 .
V2 С э1

6. 4. Моляльность раствора Cm равна отношению количества вещества, содержащегося
в растворе, к массе растворителя: где n – количество вещества, содержащегося в растворе,
моль;
m – масса растворителя, кг.
Моляльность раствора представляет собой количество молей
растворенного вещества, содержащееся в 1кг растворителя и
измеряется в моль/кг.
5. Мольная доля Ni равна отношению количества вещества одного из компонентов
раствора к общему количеству вещества всех компонентов раствора:
где n1 – число моль растворителя;
n2 – число моль растворенного вещества;
N2 – мольная доля растворенного вещества. Эта величина
показывает, какую часть общего числа молей раствора
составляет растворенное вещество.
6. Титр раствора T равен отношению массы вещества к объему раствора:
где m – масса вещества, г;
V – объем раствора, мл.
Измеряется титр в г/мл.
Пример: если дано Т = 0,01 г/мл, то это значит, что в 1 мл
раствора содержится 0,01г растворенного вещества.

7. Растворимость твердых веществ, жидкостей и газов в жидкостях
Растворимость – свойство вещества растворяться в воде или в другом растворителе.
Вещества
Практически
Хорошо растворимые Малорастворимые в
нерастворимые в
в воде воде
воде
В 100 г воды при 20 ˚С В 100 г воды при 20 ˚С В 100 г воды при 20 ˚С
растворяется более растворяется менее 1г растворяется менее
10г вещества вещества 0,1г вещества

8. Растворы
насыщенные ненасыщенные
Раствор, в котором данное вещество при раствор, в котором еще можно
данной температуре больше не растворить добавочное
растворяется, т.е. раствор, находящийся количество данного вещества
в равновесии с растворяемым
веществом
Насыщенный раствор содержит максимально
возможное (для данных условий) количество
растворенного вещества.
Концентрация насыщенного раствора (растворимость)
для данно­го вещества при строго определенных
условиях (температура, растворитель) - величина
постоянная.

9. Растворимость твердых веществ
Растворимость твердых веществ, как правило, увеличивается с возрастанием
температуры.
Исключение составляет Ca(OH)2. Понижение растворимости с температурой всегда
связано с переходом вещества в менее гидратированную форму.
Максимальная растворимость при температуре
32°С, затем вещество переходит в менее
гидратированную форму и растворимость
снижается.
Кривая растворимости сульфата натрия

10. Растворимость жидкостей в жидкостях
Некоторые жидкости смешиваются в любых соотношениях.
С повышением температуры взаимная растворимость жидкостей возрастает.
При достижении определенной температуры ранее ограниченно растворимые
жидкости смешиваются в любых соотношениях.
Точка (В) соответствует tк, т.е. называется критической
температурой растворения.
Выше критической температуры растворения анилин (А) и
гексан (С) смешиваются неограниченно.
Ограниченная растворимость в системе
анилин - гексан

11. Растворимость газов в жидкостях
На растворимость газов оказывают влияние температура и давление.
Зависимость растворения газов от давления описывается законом Генри.
Растворимость газа, выраженная в единицах массы,
при данной температуре пропорциональна закон Генри
парциальному давлению газа:
где С – концентрация газа в насыщенном
растворе;
К – константа Генри;
р – давление газа над раствором.
Закон Генри справедлив только для газов, не взаимодействующих с водой.

12. Свойства разбавленных растворов
Осмотическое давление
Если в сосуд, дно которого является полупроницаемым, налить раствор сахара
и погрузить его в сосуд с чистой водой, то через перегородку будут проходить
только молекулы воды в обе стороны, но скорость прохождения будет
неодинакова. Из наружного сосуда во внутренний сосуд вода будет выходить с
большей скоростью, чем в обратном направлении. Это можно объяснить
более высокой концентрацией молекул воды в единицу объема в наружном
сосуде, а также гидратацией молекул сахара, что связывает молекулы воды и
ограничивает их передвижение.
Преимущественная односторонняя диффузия растворителя в раствор через полупроницаемую
перегородку называется осмосом.
Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением, под которым понимают силу
(на единицу площади), которая заставляет растворитель переходить через полупроницаемую
перегородку в раствор.
Мерой осмотического давления может служить гидростатическое давление столба жидкости h,
т.е. давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы прекратился осмос.
Осмотическое давление зависит от концентрации растворенного вещества и от температуры:
Закон Вант-Гоффа
где Росм – осмотическое давление, кПа; осмотическое давление раствора равно тому давлению,
R –универсальная газовая постоянная; которое оказывало бы растворенное вещество, если бы
Т – абсолютная температура, Кº; находилось в газообразном состоянии при той же температуре,
С – молярная концентрация, моль/л. занимая тот же объем, который занимает раствор

13. Давление пара в растворе
Насыщенным называется пар, находящийся в равновесии с жидкостью, из которой он
образовался.
Испарение является эндотермическим процессом.
Давление насыщенного пара над жидкостью есть величина постоянная.
При одной и той же температуре давление пара над чистым растворителем (Р0)
всегда больше, чем давление пара над раствором (Р).
Относительное понижение давления насыщенного пара над
раствором равно мольной доле растворенного вещества. Закон Рауля
Где Р0 – давление чистого пара растворителя, кПа;
Р1 – давление пара над раствором, кПа;
n – количество растворенного вещества, моль;
N – количество растворителя, моль.
P0 P1 P
Величина, равная называется относительным
P0 P0
понижением давления.

14. Замерзание и кипение растворов
Любая жидкость закипает, когда давление пара становится равным
атмосферному давлению.
Замерзает раствор в том случае, когда давление водяного пара
над раствором становится равным давлению пара над твердым
растворителем – льдом.
Растворы замерзают при более низких температурах, а кипят при более
высоких температурах, чем чистый растворитель.
Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения
зависят от концентрации раствора.
Понижение температуры Повышение Из закона Рауля следует:
замерзания, температуры кипения, 1. понижение температуры замерзания и
соответствующее соответствующее повышение температуры кипения раствора
растворению одного моля растворению одного прямо пропорциональны его молярной
вещества в 1000г моля вещества в 1000г концентрации:
растворителя есть растворителя
величина постоянная для называется
данного растворителя, и эбулиоскопической Δt – понижение температуры замерзания или повышение
называется константой температуры кипения раствора;
криоскопической растворителя. К – криоскопическая или эбулиоскопическая константа
растворителя;
константой растворителя.
С – моляльная концентрация, моль/кг.

15. Буферные растворы
Буферные растворы – растворы, способные сохранять постоянное значение pH при добавлении
к ним сильных кислот и оснований, а также при разбавлении.
Регулирующий механизм основан на смещении равновесия в системе.
Буферные растворы состоят из смеси раствора слабой кислоты и ее соли сильного основания
или, наоборот, — слабого основания и его соли сильной кислоты.
например: СН3СOOН+СН3СOONa — ацетатный буфер,
NH4OH+NHCl — аммиачный буфер.
Буферная емкость - количество сильной кислоты или основания (в г-экв), которое надо
добавить к 1 л буферного раствора, чтобы сместить рН на единицу. Максимальная буферная
емкость соответствует содержанию компонентов в эквивалентных количествах.

16. 2. Электролитическая диссоциация в водных растворах электролитов
Особенности растворов электролитов
Электролитами называют вещества, водные К электролитам относится большинство
растворы которых проводят электрический ток. кислот, солей и оснований.
Вещества, водные растворы которых не проводят ток, называют неэлектролитами.
Для того чтобы математические выражения законов Вант-Гоффа и Рауля были справедливы и для
разбавленных растворов электролитов, вводится поправочный коэффициент i, который
называется изотоническим коэффициентом, или коэффициентом Вант-Гоффа.
При этом уравнение закона Вант-Гоффа примет вид:
а уравнение, выражающее следствие из закона Рауля:
изотонический коэффициент можно представить как соотношение:
изотонический коэффициент для растворов
неэлектролитов, как правило, равен единице, а
для растворов электролитов – он всегда больше
единицы.

17. Электролитическая диссоциация
Электрической диссоциацией называется расщепление в воде солей, кислот и
щелочей на положительные и отрицательные ионы.
Растворы электролитов всегда содержат некоторое число ионов:
катионов (положительных ионов) и анионов (отрицательных
ионов).
Пока электрическое поле отсутствует, ионы совершают только
беспорядочное тепловое движение.
Но в электрическом поле ионы, подобно электронам в металлах,
начинают дрейфовать в направлении действующей на них силы:
катионы - к катоду, анионы - к аноду.
Например, при растворении кристаллов
хлористого натрия в воде полярные молекулы
воды притягиваются своими отрицательными
полюсами к катионам натрия, а
положительными полюсами – к анионам хлора
Непрерывное движение молекул воды вызывает
отрыв ионов натрия и хлора от поверхности
Механизм растворения соли кристалла. Перешедшие в раствор ионы
связываются с молекулами воды, образуя
гидратированные ионы.

18. Степень диссоциации. Константа диссоциации
Электролиты
сильные слабые
практически полностью диссоциируют на ионы
диссоциируют на ионы в незначительной
степени
К ним относятся почти все соли, К слабым электролитам относится
многие неорганические кислоты большинство органических кислот, а
и щелочи: также неорганические кислоты: H2CO3,
HNO3, H2SO4, HClO4, HCl, HBr, HI, H2S, H2SO3, H2SiO3, HNO2, HCN и др., а
KOH, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2. также H2O, H2O2, NH4OH и все
труднорастворимые гидроксиды
металлов.
Диссоциация слабых электролитов – процесс Число, показывающее, какая часть молекул электролита
находится в растворе в виде ионов, называется степенью
обратимый, т.к. одновременно с распадом молекул электролитической диссоциации α:
на ионы (ионизацией) в растворе имеет место и
соединение их в молекулы (молизация), например:
где n – число диссоциированных молекул вещества;
N – общее число растворенных молекул вещества.

19. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, а также от
концентрации и температуры раствора. Степень диссоциации увеличивается по мере
возрастания температуры и разбавления раствора. Электролиты, степень диссоциации которых
в 0,1н. растворе больше 30% называются сильными, а если меньше 30% - слабыми.
Т.к. диссоциация слабых электролитов представляет собой процесс обратимый, т.е.
приводящий к возникновению состояния химического равновесия, то процесс диссоциации
электролита АВ может быть описан уравнением:
Кд – константа диссоциации, характеризующая способность
электролита диссоциировать на ионы. Чем больше значение
константы диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит
Таким образом, и константа диссоциации, и степень диссоциации характеризуют способность
электролита распадаться на ионы.
Степень диссоциации α зависит от концентрации раствора. Эту зависимость можно вывести из сопоставления
степени диссоциации α с константой диссоциации Кд.
Обозначим для рассмотренной выше равновесной системы
исходную молярную концентрацию вещества АВ через Константа диссоциации не зависит от
параметр «с». При степени диссоциации α концентрация
концентрации раствора.
каждого из ионов А и В равна с , а концентрация
недиссоциированных молекул электролита при равновесии
равна с с . Отсюда получим:
закон разбавления дает возможность вычислять степень диссоциации при
Оствальда различных концентрациях электролита, если известна его
константа диссоциации.

20. Смещение ионных равновесий
Ионное равновесие в растворе слабого электролита может быть смещено в ту или иную сторону.
Например, если к раствору слабой уксусной кислоты прибавить ее соль, то введение одноименных
(одинаковых с одним из ионов данного электролита) ионов приведет к увеличению числителя и дробь станет
больше величины константы диссоциации.
Этот процесс можно проиллюстрировать следующим образом:
Введение в раствор слабого электролита
какого-либо сильного электролита,
содержащего одноименные с ним ионы,
понижает степень диссоциации слабого
электролита.
Сместить равновесие диссоциации слабого электролита в противоположную сторону, т.е. в сторону
усиления диссоциации, можно путем уменьшения концентрации одного из ионов в растворе.

21. Диссоциация кислот, оснований и солей
Кислотами называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с
образованием ионов водорода и не дающие никаких других положительно
заряженных ионов.
При диссоциации анионы кислоты наряду с катионами водорода
образуются анионы кислотного остатка. Например:
От наличия ионов водорода зависят кислотные свойства растворов.
Кислота тем сильнее, чем больше в растворе концентрация ионов водорода.
Общие свойства кислот:
1) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;
2) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с образованием
водорода;
3) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску
лакмуса;
4) кислый вкус.

22. Основания – электролиты, диссоциирующие в водных растворах с отщеплением
гидроксид-ионов и не дающие никаких других отрицательно заряженных ионов.
Например:
Носителем основных свойств является
Общие свойства оснований: гидроксид-ион.
Чем больше концентрация гидроксид-ионов в
1) способностью взаимодействовать с растворе, тем сильнее основание.
кислотами с образованием солей;
2) способностью изменять цвета индикаторов Сила оснований, как и сила кислот, также зависит
иначе, чем их изменяют кислоты (например, они от величины константы диссоциации. Чем больше
вызывают синюю окраску лакмуса); константа диссоциации данного основания, тем
3) «мыльные» на ощупь. оно сильнее.
Гидроксиды, для которых характерна
способность к диссоциации, как по типу
основания, так и по типу кислоты, называются
амфотерными гидроксидами, или амфолитами.
Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах
амфолитов прочность связи между металлом и кислородом
незначительно отличается от прочности связи между
кислородом и водородом. Следовательно, диссоциация таких
молекул возможна по местам обеих этих связей. Если
обозначить амфолит формулой ROH, то его диссоциацию
можно выразить схемой:

23. Амфолиты – гидроксиды, которые могут диссоциировать как по типу основания, так и
по типу кислоты.
Амфолиты могут вступать в реакцию с кислотами и основаниями с образованием
солей.
Zn(OH )2 2HCl ZnCl2 H 2O

24. Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя
положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные
от гидроксид-ионов.
1. При растворении средних солей в растворе
образуются катионы металла и анионы
кислотного остатка. Например:
2. При диссоциации основных солей
образуются анионы кислоты и сложные
катионы, состоящие из металла и
гидроксогрупп. Например:
Также известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но
проявляющие свойства оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и
образует соли аммония, хотя в его составе нет гидроксогрупп. Например:
Для изучения подобного рода реакций в 1923 году была выдвинута
протолитическая теория.

25. Кислотно-основная теория Бренстеда – Лоури (протолитическая теория)
Вещества
Кислоты Основания Амфолиты
вещества, способные вещества, принимающие вещества, способные
отдавать протон протон (акцепторы Н+) быть и донором и
(доноры Н+) акцептором Н+
Например:
Например, соляная Едкий натр Например:
кислота Гидроксид алюминия

26. Сущностью кислотно-основного взаимодействия является обратимый перенос протона от
молекулы или иона кислоты к молекуле или иону основания. В результате чего образуются
новые кислота и основание:
В одной реакции имеются 2 сопряженные кислотно-
основные пары
Теория Бренстеда-Лоури позволяет объяснить силу
кислот и оснований
Сила кислот количественно оценивается константой
равновесия реакции переноса протона от кислоты к
основанию. Чем больше константа равновесия, тем
сильнее кислота.
Кислотой является донор протона, основанием является акцептор протона.
1) CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+
2) NH4++H2O = H3O+ + NH3

27. 3. Реакции ионного обмена в растворах электролитов
Согласно теории электролитической диссоциации, реакции в растворах электролитов протекают между
ионами. Их выражают в виде ионных уравнений.
Необходимым условием протекания реакций в растворах электролитов является связывание
тех или иных ионов.
Например, ионное уравнение B a 2 S O 4
2
B aS O 4
справедливо для следующих реакций:
Факторы протекания реакций обмена в растворах электролитов:
1. связывание ионов в молекулы труднорастворимых соединений.
2. образование слабодиссоциирующих соединений (воды, слабой кислоты, слабого
основания).
3. связывание ионов в молекулы газообразных веществ
Рассмотрим типичные примеры таких реакций.

28. Нейтрализация сильной кислоты HCl сильным основанием NaOH
HCl NaOH NaCl H 2O
H Cl Na OH Na Cl H 2O
H OH H 2O
Полная нейтрализация pH=7

29. Нейтрализация слабой кислоты CH3COOH сильным основанием NaOH
CH3COOH NaOH CH3COONa H 2O
CH3COOH Na OH CH 3COO Na H 2O
pH >7

30. Нейтрализация слабого основания NH4OH сильной кислотой HNO3
NH 4OH HNO3 NH 4 NO3 H 2O
NH 4OH H NO3 NH 4 NO3 H 2O
NH 4OH H NH 4 H 2O pH <7
Действие сильной кислоты HCl на соль слабой кислоты и сильного основания KCN
HCl KCN KCl HCN
H Cl K CN K Cl HCN
H CN HCN

31. Действие щелочи NaOH на соль слабого основания и сильной кислоты NH4Cl
NH 4Cl NaOH NH 4OH NaCl
NH 4 Cl Na OH NH 4OH Na Cl
NH 4 OH NH 4OH

32. Решение задач
Задача 1.
Требуется приготовить раствор массой 320г с массовой долей KCl 3%.
Рассчитайте массу KCl и массу воды, которые необходимы для приготовления
раствора.
Решение:
1) Определим массу KCl для приготовления раствора:
mв m ( KCl ) 320 3
100% m ( KCl ) 9, 6 г
m 100 100
2) Найдем массу воды, необходимую для приготовления раствора
m ( H 2O ) m m ( KCl ) 320 9, 6 310 г
Ответ: m ( KCl ) 9, 6 г
m ( H 2O ) 310 г

33. Задача 2
Определите молярную концентрацию раствора, полученную при растворении
сульфата натрия массой 21,3г в воде массой 150г, если плотность полученного
раствора равна 1,12г/мл.
Решение:
1) Определим массу полученного раствора:
m m ( N a 2 SO 4 ) m ( H 2O ) 21, 3 150 171, 3 г
2) Найдем объем раствора:
m 1 7 1, 3
V мл 153 м л 0,1 5 3 л
1, 7 2
3) Количество вещества растворенного сульфата натрия:
m ( N a 2 SO 4 ) 21, 3
n ( N a 2 SO 4 ) 0,15 м оль
M ( N a 2 SO 4 ) 142
4) Найдем молярную концентрацию раствора:
n ( N a 2 SO 4 ) 0,15
C ( N a 2 SO 4 ) 0, 98 м оль / л
V 0,153

34. Задача 3
Какая масса раствора с массовой долей гидроксида натрия 4% потребуется для
полной нейтрализации соляной кислоты массой 30г с массовой долей соляной
кислоты 5%.
Решение:
1) Составим уравнение протекающей в растворе реакции:
HCl N aO H N aC l H 2O
2) Определим массу и количество соляной кислоты:
m ( HCl ) m ( HCl )
3 0 0, 0 5 1, 5 г
m( HCl ) 1, 5
n( HCl ) 0, 0411 м оль
M ( HCl ) 36, 6
3) n ( N a O H ) n( HCl ) 0, 0 4 1 1 м о ль
4) Найдем массу гидроксида натрия
m ( N aO H ) n( N aO H ) M ( N aO H ) 0, 0411 40 1, 644 г
5) Определяем массу раствора NaOH с массовой долей 4%
'
m ( N aO H ) 1, 644
m 41, 4 г
( N aO H )
0, 04

35. Задача 4
Определите pH 0,005М раствора NaOH.
Решение:
1) В растворе сильный электролит NaOH полностью диссоциирует на ионы:
NaOH Na OH
Из 1 моль NaOH образуется 1 моль OH-
OH 0, 005 м оль / л
Из 0,005 моль NaOH- 0,005 моль OH-
14 14
14 10 10 12
H OH 10 H 2 10 м оль / л
OH 0, 005

36. Диссоциация воды. Водородный показатель
Вода – очень слабый амфотерный электролит. Процесс электролитической
диссоциации воды можно выразить уравнением:
С учетом того, что степень диссоциации воды очень мала, то равновесная
концентрация недиссоциированных молекул воды [H2O] равна общей концентрации
воды, т.е. 1000/18= 55,6моль/л.
Можно записать:
уравнение показывает, что при определенной температуре
произведение концентраций водородных и гидроксидных ионов
– величина постоянная. Она является константой не только для
воды, но и для водных растворов
Константа , равная произведению концентраций ионов
водорода и гидроксид-ионов , представляет собой
постоянную при данной температуре величину и
называется ионным произведением воды.
В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксидных
ионов одинаковы, и при 25ºС составляют 10-7 моль/л. Отсюда
следует, что при этой температуре K H O 10 14 .
2

37. Диссоциация воды – процесс эндотермический, т.е. идет с
поглощением тепла:
+ -
H2O H + OH 13,36 ккал
Поэтому, в соответствии с принципом Ле-Шателье, при
повышении температуры воды диссоциация ее усиливается, и
величина K H O возрастает.
2
[H ] [O H ] раствор нейтральный;
[H ] [O H ] раствор кислый;
[H ] [O H ] раствор щелочной.
Т.к. ионное произведение воды есть величина постоянная, то
можно определить концентрацию одного из ионов в растворе,
если известна концентрация другого иона:
14
K H 2O 10
[H ] (16.5)
[O H ] [O H ]
14
K H 2O 10
[O H ] (16.6)
[H ] [H ]
Например, если концентрация ионов водорода в растворе
равна [H ] 10 4 моль/л, тогда концентрация гидроксильных
14
10
ионов равна [O H ] моль/л.
10
4
10
10

38. Для характеристики среды (кислая, щелочная и нейтральная)
удобнее пользоваться не концентрациями ионов [ H ] и [O H ] ,
а их десятичными логарифмами, взятыми с противоположным
знаком. Эти величины обозначаются pH и pOH, и называются,
соответственно, водородным и гидроксильным показателями:
Получившаяся сумма pH и pOH, также как и произведение, которое
логарифмировали, является постоянной и равна 14, так если pH=3 то pOH=11 (pH и
pOH могут быть и отрицательными, и если pH=-1 тогда pOH=15
в кислой среде pH < 7;
в щелочной среде pH > 7;
в нейтральной среде pH = 7.
От pH раствора очень сильно зависит протекание многих химических реакций, как
на уровне процессов проводящихся в лаборатории и на производстве

39. Индикаторы
Индикаторы – слабодиссоциирующие органические вещества (кислоты или щелочи)
у которых недиссоциированные молекулы и ионы, благодаря разному строению,
имеют разную окраску.
Важнейшие индикаторы
Название Цвет индикатора в различных средах
индикатора В кислой В В щелочной
нейтральной
Метиловый красный оранжевый желтый
оранжевый (pH < 3,1) 3,1< pH < 4,4 pH > 4,4
Метиловый красный оранжевый желтый
красный (pH < 4,2) 4,2 < pH < 6,3 pH > 6,3
Фенолфталеин бесцветный бледно- малиновый
(pH < 8,0) малиновый pH > 9,8
8 < pH < 9,8
Лакмус красный фиолетовый синий
(pH < 5) 5 < pH < 8 pH > 8

40. Механизм действия индикаторов основан на принципе Ле-Шателье.
Диссоциацию индикаторов, как слабых
В молекуле индикатора может быть
органических кислот, можно схематично окрашена сама молекула, или
представить в таком виде: кислотный остаток.
Прибавление кислоты или щелочи смещает равновесие диссоциации индикатора в ту
или иную сторону.
В кислом растворе, вследствие увеличения
1) Например, прибавили кислоту: концентрации ионов водорода , равновесие
диссоциации индикатора сместится влево, т.е. в
+ -
HInd H + Ind равновесие диссоциации сторону увеличения концентрации
HCl = H + Cl индикатора смещается влево
+ - недиссоциированных молекул HInd. Поэтому в этом
случае раствор имеет окраску молекулы.
2) Например, прибавили щелочь:
+ - В щелочном растворе щелочь связывает ионы
HInd H + Ind равновесие диссоциации водорода и смещает равновесие диссоциации
-
NaOH = Na + OH индикатора смещается вправо
+ индикатора вправо. Концентрация анионов
индикатора в растворе при этом увеличивается, и
раствор принимает окраску иона кислотного
остатка.

41. 5. Гидролиз солей
Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с ионами воды,
приводящее к образованию слабого электролита (слабой кислоты, слабого
основания, кислого или основного ионов) и изменению рН раствора.
Типы солей
Основание Кислота
сильная слабая
сильное 1-й тип солей 2-й тип солей
NaCl Na2CO3
Ca(NO3)2 KCN
слабое 3-й тип солей 4-й тип солей
NH4Cl Al2S3
Al2(SO4)3 ZnCO3
Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых
входят или ионы слабой кислоты, или ионы слабого основания,
т.е. 2-й, 3-й и 4-й типы солей.

42. Соли первого типа:
Соли, образованные сильными кислотами и основаниями,
гидролизу не подвергаются.
Пример:
+ -
NaCl + cHOH Na . aH2O + Cl . bH2O
Ионы Na+ и Cl- не взаимодействуют с ионами воды, раствор
соли остается нейтральным (рН=7) и слабый электролит не
образуется. Следовательно, соли первого типа гидролизу не
подвергаются.

43. Соли второго типа:
Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой,
гидролизуются с образованием слабой кислоты или слабого
кислого иона:
KCN + HOH KOH + HCN
+ -
KCN = K + CN
- +
HOH OH + H
В этом случае гидролиз, как правило, обратим. В растворе
содержатся ионы K+, CN-, H+, и ОН-. Ионы водорода Н+
образуют слабодиссоциированные молекулы HCN. Это означает,
что гидролиз соли происходит, и сущность его выражается
ионным уравнением:
- - гидролиз по аниону
CN + HOH OH + HCN pH =7
pH>7

44. Соли третьего типа:
Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой,
гидролизуются с образованием слабого основания или слабого
основного иона.
Пример реакции:
+ -
NH4Cl + H2O NH4OH + HCl NH4Cl = NH4 + Cl
- + - + -
NH4 + Cl + H2O NH4OH + H + Cl HOH H + OH
Во время протекания реакции в растворе накапливается
слабодиссоциированный гидроксид аммония, и увеличивается
концентрация ионов водорода.
+ +
NH4 + H2O NH4OH + H pH < 7 гидролиз по катиону

45. Соли четвертого типа:
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой,
гидролизуются с образованием двух слабодиссоциирующих
электролитов.
Пример реакции:
CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH
- +
CH3COONH4 CH3COO + NH4
+ -
HOH H + OH
Оба иона соли взаимодействуют с ионами воды, образуя
слабодиссоциированные электролиты, т.е. гидролиз идет и по катиону, и по
аниону.

46. Количественные характеристики гидролиза
Степень гидролиза h – число, показывающее, какая часть от общего числа молей
растворенной соли подверглась гидролизу.
Чем слабее кислота и основание, входящие в ее состав, тем полнее сдвинуто
равновесие гидролиза вправо и, следовательно, больше степень гидролиза.
Константа гидролиза Кг определяет состояние химического равновесия в растворе
гидролизованной соли.
Например, если представить процесс гидролиза уравнением:
соль + вода = кислота + основание
то выражение константы гидролиза имеет вид:
кислота основание
Кг (17.2)
соль вод а

47. Процессы, влияющие на гидролиз
1. Температура
2. Концентрация
3. Состав раствора
1. Влияние температуры на гидролиз солей
При повышении температуры усиливается диссоциация воды, т.е., увеличивается
концентрация ионов Н+ и ОН-. Поэтому степень гидролиза при повышении температуры
возрастает.
2. Влияние концентрации на гидролиз солей
При уменьшении концентрации соли (разбавлении раствора соли) степень гидролиза
увеличивается.

48. 3. Влияние состава раствора на гидролиз солей
Например, рассмотрим взаимный гидролиз двух солей: хлорида меди (II) и
карбоната калия
Для смещения
гидролитического равновесия в
растворы солей можно
добавлять небольшие
количества кислот и щелочей.