Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Механизм гидролиза солей определяется взаимодействием ионов с их гидратной оболочкой. В молекуле воды (их гидратной оболочке) ослабляется связь между О и Н за счёт появления связи Э-О (при гидратации катионов) или О-Н (при гидратации анионов). Ослабленная связь легко разрывается и в раствор уходят либо гидроксид-ионы, либо протоны. В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением рН.

Виды гидролиза:

1.Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз протекает совместно) рН=7

К⁺А^- <-> К⁺ + А^-

К⁺А^- + HOH <-> К⁺OH + HА^-

2.Соль образована сильным основанием и сильной кислотой (гидролиз не протекает) рН=7

3.Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по катиону)

рН < 7 кислая среда

К⁺А^- + HOH <-> КОН + Н⁺ + А^-

4.Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону) рН > 7

К⁺А^- + HOH <-> HА^- + К⁺ + ОН^-

Степень гидролиза (h) – отношение числа молекул соли подвергшихся гидролизу е числу молекул растворённых.

h = h_гид. / h_раст.

Процесс гидролиза – обратимый процесс; протекает до тех пор, пока не образуется молекула. Гидролиз всегда протекает по слабому!

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — 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. Например, в случае для CaCO₃ это равновесие можно записать в виде:

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

В приближении идеального раствора с учетом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.

В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m ионов Aⁿ⁺ и n ионов B^m-, рассчитывается по уравнению:

где [Aⁿ⁺] и [B^m-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.

Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках.

Окислительно-восстановительные процессы.

Окислительно-восстановительные реакции, их виды. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Электродный потенциал, количественная оценка окислительной и восстановительной способности веществ. Гальванический элемент. Электролиз.

Эти реакции широко распространены в природе. Реакции горения, коррозия металлов, дыхание. В основе ОВР лежат реакции с переносом заряда. Переносчики зарядов – электроны.