Константа є сталою при даній температурі величиною і називається іонним добутком води.

В чистій воді концентрації іонів водню і гідроксид іонів однакові і при 25⁰С складають 10^-7 моль/л. Розчини, в яких концентрація іонів водню і гідроксид іонів однакові, називаються нейтральними. Так, при 25⁰С в нейтральному розчині [H⁺]=[OH^-] =10^-7 моль/л. В кислих розчинах [H⁺]>[OH^-]; в лужних - [H⁺]<[OH^-].

Замість концентрацій іонів H⁺ і OH^- користуються їх десятковими логарифмами, взятими з оборотнім знаком рН і рОН і називаються відповідно водневим і гідроксильним показниками.

pН = - lg[H⁺]; pOH = - lg [OH^-].

Логарифмуючи співвідношення [H⁺][OH^-] = , одержуємо:

рН + рОН = р.

Зокрема, при 25⁰С рН + рОН = 14. При цій температурі в нейтральних розчинах рН = 7; в кислих рН<7, в лужних рН>7.

Властивості кислот, основ і солей з точки зору теорії лектролітичної дисоціації.

Кислоти дисоціюють з утворенням катіонів водню та аніонів кислотних залишків. Отже, це електроліти, які дисоціюють у водному розчині з утворенням іонів водню:

HNO₃ H⁺ + NO₃^-.

Молекули основ у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіонів металу і гідроксильних груп. Отже, це електроліти, які дисоціюють у водному розчині з утворенням гідроксид-іонів:

КОН К⁺ + ОН^-.

Багатокислотні основи і багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:

Н₂SO₄ H⁺ + HSO₄^- Ca(OH)₂ CaOH⁺ + OH^-

HSO₄^-H⁺ + SO₄^2- ; CaOH⁺ Ca²⁺+ OH^-.

Крім кислот і основ існують сполуки, здатні дисоціювати з утворенням катіонів водню і гідроксид іонів. Це амфотерні електроліти. В загальному вигляді:

Me(OH)_x Me^x+ + xOH^-

Me(OH)_x xH⁺+MeO_x^x-.

Наприклад: Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Al(OH)₃.

Солі дисоціюють з утворенням катіонів металу і аніонів кислотних залишків:

KNO₃K⁺ + NO₃^-.

Реакції обміну в розчинах електролітів. Іонні рівняння.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації у водних розчинах протікають реакції не між самими електролітами, а між утвореними іонами.

При реакціях між іонами, в розчинах електролітів можливі такі випадки: 1) утворені речовини – сильні електроліти, добре розчинні у воді і повністю дисоційовані на іони; 2) одна із утворених речовин – осад, газ, слабкий електроліт (розчинний у воді), або комплексний іон. Розглянемо конкретні приклади.

Реакції в розчинах електролітів, при яких складові частини (іони) однієї речовини обмінюються складовими частинами другої, називають іонообмінними або обмінними реакціями.

Напрямок протікання іоннообмінних реакцій визначається привилом: реакції обміну в розчинах електрролітів протікають практично необоротньо і до кінця в тих випадках, коли в якості продуктів одержуються осади (малорозчинні речовини), слабкі електроліти (малодисоційовані сполуки) і комплексні іони (також малодисоційовані). В тому випадку, коли при взаємодії розчинів електролітів не утворюється ні одна із вказаних сполук, це означає, що хімічна взаємодія практично не відбувається.

Розглянемо приклади.

1. Реакція між розчинами нітрата калія і хлорида натрія (сильні електроліти) в молекулярній формі виразиться рівнянням:

KNO₃ + NaCl KCl + NaNO₃

В розчині до і після змішування солей знаходяться тільки іони К⁺, NO₃^-, Na⁺, Cl^-. Оскільки не утворюються нерозчинні сполуки, слабодисоційовані речовини і гази, хімічна взаємодія не відбувається.

2. Прикладом реакції, яка протікає з утворенням газа, може бути взаємодія сульфіда натрія з соляною кислотою:

Na₂S + 2HCl H₂S + 2NaCl (молекулярне рівнняння)

2Na⁺+ S^2-+2H⁺+2Cl^- H₂S+ 2Na⁺ + 2Cl^-(іонно-молекулярне рівняння)

S^2-+2H⁺ H₂S(скорочене іонно-молекулярне рівняння).

3. В якості прикладу реакції з утворенням слабкодисоційованої речовини можна навести приклад нейтралізації сильної кислоти лугом:

HCl + NaOH H₂O + NaCl

H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- H₂O + Na⁺ + Cl^-

H⁺ + OH^- H₂O

4. Реакцією з утворенням комплексного іону, наприклад, є одержання комплексного кстіону тетраамін міді (ІІ) при дії аміаку на хлорид міді:

CuCl₂ + 4NH₃ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2Cl^-.

Утворені в результаті реакції осад, газ, слабкий електроліт або комплексний іон виділяються із сфери реакції і тому реакція не може протікати в зворотньому напрямку, тобто вона протікає до кінця.

Гідроліз –хімічна взаємодія солей з водою, яке приводить до утворення слабкого електроліту.

Якщо розглядати солі як продукти взаємодії кислот з основами, то в залежності від їх сили розрізняють чотири типи солей:

1)солі, утворені сильною кислотою і сильною основою;

2) солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою;

3) солі, утворені сильною кислотою і слабкою основою;

4) солі, утсорені слабкою кислотою і слабкою основою.

Солі першого типу не підлягають гідролізу, оскільки не утворюють слабких електролітів при взаємодії з водою.

Гідроліз солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою розглянемо на прикладі цианіду калію.

KCN K⁺ + CN^-

H₂O H⁺+OH^-.

В розчині поряд з молекулами води присутні іони К⁺, OH^-, H⁺ i CN^-. Вони взаємодіють між собою, утворюючи малодисоційовані молекули HCN. Сіль підлягає гідролізу:

KCN + H₂O KOH + HCN

CN^- + H₂O OH^- + HCN.

В результаті гідролізу збільшується концентрація іонів ОН^- і рН розчину зростає: рН >7 . Середовище лужне.

При розчиненні в воді солі, утворенної сильною кислотю і слабкою основою, наприклад хлориду амонію:

NH₄Cl NH₄⁺ + Cl^-

H₂O H⁺ + OH^-.

В розчині з’являються іони NH₄⁺, Cl^-, H⁺, OH^-. Іони NH₄⁺ і OH^- взаємодіють між собою і утворюють слабкодисоційовані молекули NH₄ОН. Це означає, що сіль підлягає гідролізу.

NH₄Cl + Н₂О NH₄ОН +НCl

NH₄⁺ + Н₂ОNH₄ОН + Н⁺

В результаті гідролізу збільшується концентрація іонів водню Н⁺ і рН зменшується: рН < 7. Середовище кисле.

Найбільш повному гідролізу підлягають солі, утворені слабкою кислотою і слабкою основою. В результаті розчинення цианіду амонію, наприклад, в розчині з’являються чотири вида іонів:

NH₄⁺, CN^-, H⁺ i OH^-, які попарно взаємодіють з утворенням слабкої кислоти: Н⁺ + СN^- HCN і слабкої основи: NH₄⁺ + ОН^- NH₄ОН. Сумарне рівняння гідролізу виражається рівнянням:

NH₄СN + Н₂ОNH₄ОН+ HCN.

В результаті гідролізу солей, подібних до цианіду амонію, в розчині утворюється слабка кислота і слабка основа і рН розчину близько до 7. Середовище нейтральне.

При розчиненні солей багатоосновних кислот або багатокислотних основ, гідроліз протікає ступінчасто:

Na₂S + H₂O NaHS + NaOH

S^2- + H₂O HS⁺ + OH^-

NaHS⁺ + Н₂ОH₂S + NaOH

HS^- +H₂O H₂S + ОН^-

Ступінь гідролізу залежить від хімічної природи утвореного слабкого електроліту і вона тим вище, чим слабкіше цей електроліт.

Так як гідроліз – процес ендотермічний, то при підвищенні температури повинна збільшуватись його інтенсивність (за принципом Ле Шательє). Розбавлення водою сприяє протіканню процесу, пов’язаного з поглинанням води, тобто посиленню гідролізу.