Химия. no коэффициент перед окислителем равен Выберите один ответ

• Название: no коэффициент перед окислителем равен Выберите один ответ
• Дата: 06.03.2023
• Размер: 0.51 Mb.
• Имя файла: Химия.docx
• Тип: Документы; #972604
• страница: 10 из 17

Тема 9. Растворы неэлектролитов и электролитов
Переходим к изучению свойств растворов. Растворенные вещества по свойствам, которые они проявляют в растворах, классифицируют на неэлектролиты и электролиты.
Напомним, что неэлектролиты – это вещества с ковалентной неполярной связью, которые в растворах и расплавах существуют в виде молекул.

Все растворы неэлектролитов обладают некоторыми общими свойствами, которые зависят от соотношения числа частиц компонентов, природы растворителя и практически не зависят от природы растворенного вещества. Такие общие свойства получили название «коллигати_́вные» свойства.
Выделяют три основных коллигати_́вных свойства: давление насыщенного пара над раствором, температуры замерзания и кипения растворов, осмоти_́ческое давление.
Рассмотрим первое из них – давление насыщенного пара над раствором. Напомним, что переход вещества из жидкой фазы в газообразную называется испарением, а из газообразной в жидкую – конденсацией. Пар, который находится в состоянии равновесия между указанными процессами, называется насыщенным.
Давление насыщенного пара над раствором зависит от природы растворителя и растворенного вещества и температуры. При постоянной температуре давление насыщенного пара над раствором является постоянной величиной.
Слайд 167
Экспериментально установлено, что при растворении веществ в жидкости происходит понижение давления насыщенного пара.
Рассмотрим раствор, приготовленный из жидкого растворителя и нелетучего неэлектролита. Введем следующие обозначения: Р – давление насыщенного пара над раствором, Р₁ – давление насыщенного пара над
растворителем, Р₂ – давление насыщенного пара над растворенным веществом. Мольную долю растворителя обозначим N₁ , а мольную долю растворенного вещества – N₂ . По закону Дальто_́на, рассмотренному ранее, давление насыщенного пара над раствором складывается из давлений насыщенных паров над растворителем и растворенным веществом с учетом их содержания в растворе. Получается выражение 9.1. Поскольку сумма мольных долей растворителя и растворенного вещества равна единице, выразим из выражения 9.2 мольную долю растворителя, получив

зависимость 9.3. Для нелетучего вещества давление насыщенного пара Р₂ близко_́к нулю. С учетом этого подставим выражение 9.3 в 9.1, и, проведя ряд преобразований, получим формулу 9.4, левая часть которой представляет собой относительное понижение давления. Выведенное выражение 9.5. является математической записью первого закона Рау_́ля.
Франсуа_́Ма_́ри Рау_́ль – французский химик и физик. Занимался изучением количественных закономерностей свойств растворов от концентрации. В 1887 году сформулировал законы, получившие его имя. Первый закон Рау_́ля формулируется так: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего вещества равно мольной доле растворенного вещества.


Слайд 168
Понижение давления насыщенного пара над раствором приводит к тому, что раствор кипит и замерзает при температурах, отличающихся от соответствующих температур для чистого растворителя.
Экспериментально установлено, что температура кипения раствора выше температуры кипения чистого растворителя, а температура замерзания ниже температуры замерзания чистого растворителя.
Под замерзанием понимают фазовый переход вещества из жидкого состояния в твердое, а кипение – это фазовый переход вещества из жидкого состояния в газообразное. Для химически чистых веществ температуры фазовых переходов постоянны.
Присутствие растворенных веществ изменяет температуры фазовых переходов растворителя. Количественно это описывает второй закон Рау_́ля, по которому изменение температуры кипения или замерзания раствора пропорционально моля_́льной концентрации растворенного вещества. Математически второй закон Рау_́ля показан формулами 9.6 и 9.7.

Слайд 169
Коэффициентом пропорциональности при определении изменения

температуры кипения раствора по закону Рау_́ля в формуле 9.6 является эбу_́лиоскопи_́ческая постоянная растворителя Е . Она является справочной величиной. Эбу_́лиоскопи_́ческая постоянная показывает, на сколько градусов температура кипения 1 m раствора выше, чем у растворителя. Так, для воды эта величина составляет 0,52^о С·кг/моль . Значит, 1 m водный раствор любого неэлектролита будет кипеть на 0,52^о С выше, чем вода, то есть при 100,52^оС .
При определении изменения температуры замерзания по закону Рау_́ля по формуле 9.7 коэффициентом пропорциональности является кри_́оскопи_́ческая постоянная растворителя К . Также справочная величина. Кри_́оскопи_́ческая постоянная показывает, на сколько градусов температура замерзания 1 m раствора ниже, чем у растворителя. У воды значение К составляет 1,86^оС·кг/моль . Следовательно, 1 m водный раствор любого неэлектролита будет замерзать на 1,86^оС ниже, чем вода, то есть при –1,86^оС .
Температуры кипения и замерзания растворов с моляльной концентрацией, отличной от 1 моль/кг определяют по формулам 9.8 и 9.9.

Слайд 170

Еще одним коллигативным свойством растворов является осмоти_́ческое давление. Но прежде рассмотрим явление о_́смоса.
О́смос – это самопроизвольный переход молекул растворителя через полупроницаемую перегородку – мембрану, разделяющую раствор и растворитель или два раствора с разной концентрацией растворенного вещества. О́смос обусловлен диффузией молекул растворителя через мембрану, которая проницаема только для молекул растворителя из-за их малых размеров. На рисунке 9.2 показано данное явление, в результате которого происходит разбавление раствора и при этом увеличивается высота его столба h .

Количественно о_́смос характеризуется осмоти_́ческим давлением π , равным силе, приходящейся на единицу площади поверхности и заставляющей молекулы растворителя проникать через полупроницаемую перегородку. Оно равно гидростатическому давлению возникшего столба жидкости и рассчитывается по формуле 9.10.
Самопроизвольное выравнивание концентраций будет происходить до тех пор, пока давление возникшего столба жидкости не уравновесится давлением частиц растворенного вещества.

Слайд 171

Я́коб Хе_́ндрик Вант-Гофф – голландский химик предположил, что для определения осмотического давления можно применить уравнение состояния идеального газа Менделе_́ева-Клапейро_́на. Формула 9.11. Разделив обе части данного уравнения на объем раствора, получим выражение 9.12, представляющее собой математическую запись закона Вант-Го_́ффа. Отношение количества молей растворенного вещества n к объему раствора

22. 
    равно молярной концентрации раствора C_М .
    

Таким образом, закон Вант-Го_́ффа формулируется следующим образом: осмотическое давление раствора пропорционально молярной концентрации раствора.
Вант-Гофф рассматривал частицы растворенного вещества как газ, растворенный в вязкой среде. Исходя из этого, осмотическим называют давление частиц растворенного вещества, которое производило бы это вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем раствора.
Осмос играет важную роль в биологических процессах. Оболочки клеток представляют собой полупроницаемые перегородки, через которые поступает вода, и не могут покинуть клетку внутриклеточные вещества. При этом создается избыточное давление, что поддерживает клетку в напряжении. Поэтому листья растений обладают упругостью. При срезании

растения происходит испарение воды и уменьшение объема внутриклеточной жидкости, что ведет к увяданию.

Слайд 172
Растворы электролитов обнаруживают отклонения от закономерностей, приведенных для коллигативных свойств растворов неэлектролитов. Это объясняется увеличением количества частиц в растворах электролитов вследствие электролитической диссоциации.
Вспомним, что электролитами называют вещества с ковалентно-полярной или ионной связью, которые в растворе или расплаве частично или полностью распадаются на ионы, способные к самостоятельному существованию. К электролитам относятся твердые вещества с ионной кристаллической решеткой или вещества, состоящие из молекул с полярной связью, то есть большинство кислот, оснований и солей. При попадании электролита в полярный растворитель, например, в воду, происходит ослабление и разрыв связей между атомами в молекулах растворенного вещества. Это приводит к образованию сольватированных положительно заряженных катионов и отрицательно заряженных анионов.
Процесс распада электролита в растворе на ионы – это электролитическая диссоциация. Автором теории электролитической диссоциации является выдающийся шведский химик и физик Сва_́нте А́вгуст Арре_́ниус. Данная теория была окончательно сформулирована ученым в 1887 году.


Слайд 173
Доля молекул, распавшихся на ионы, называется степенью диссоциации

• 
  электролита. Она равна отношению числа молекул n , распавшихся на ионы, к общему числу растворённых молекул N . Формула 9.13.
  

Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. Вещества, степень диссоциации которых в растворе превышает 30 %,

относят к сильным электролитам. Такими электролитами являются вещества

• 
  ионной связью. При степени диссоциации меньше 3 % электролиты считают слабыми. Свойства слабых электролитов проявляют вещества с ковалентно-полярной связью. В промежуточном случае при значениях степени диссоциации от 3 до 30 % говорят об электролитах средней силы.
  

Значение степени диссоциации определяют экспериментально по
понижению температуры замерзания раствора или по его электропроводности.
Степень диссоциации зависит от природы растворителя и растворенного вещества, от температуры и концентрации раствора. Зависимость степени диссоциации от концентрации свидетельствует о том, что эта величина является приблизительной характеристикой электролита по способности его к диссоциации.

Слайд 174
Величина, учитывающая увеличение числа частиц в растворе за счет

электролитической диссоциации, называется изотони_́ческим коэффициентом i . Этот коэффициент показывает, во сколько раз число частиц в растворе электролита больше числа частиц в растворе неэлектролита той же концентрации. Для растворов неэлектролитов i = 1 , а для растворов электролитов i > 1 . Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита формулой 9.14. Для определения изотонического коэффициента используют выражение 9.15, полученное из формулы 9.14.
Для нахождения количества ионов n , образующихся при диссоциации одной молекулы электролита, составляют уравнение электролитической диссоциации и складывают количества катионов и анионов. Например, n для ортофосфата натрия Na₃PO₄ равно 4. Диссоциация соли показана уравнением 9.16.

Введение изотонического коэффициента в законы Рау_́ля и Вант-Гоффа делает их справедливыми для растворов электролитов. Формулы на слайде 9.17, 9.18, 9.19 и 9.20.
Слайд 175
Процесс электролитической диссоциации, возникающий в результате сольватации, обратим. Наряду с распадом молекул растворенного вещества происходит их образование из ионов. Уравнение 9.21 на слайде.
Равновесие между ионами и молекулами электролита подчиняется закону действующих масс. Поэтому важной характеристикой процесса диссоциации кислот и оснований является константа диссоциации K_Д , вычисленная по равновесным концентрациям молекул и ионов. Выражение 9.22 на слайде.
Константа диссоциации определяется природой электролита, природой растворителя и температурой и не зависит от концентрации электролита. При температуре 25^о С константы диссоциации кислот и оснований являются справочными величинами.

• 
  увеличением температуры, как правило, происходит уменьшение константы диссоциации, что в соответствии с принципом Ле Шателье_́
  

указывает на экзотермический характер процесса диссоциации.
Константа диссоциации свидетельствует о прочности молекул в растворе. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее диссоциирует электролит и тем выше прочность его молекул.
Если константа диссоциации K_Д ≥ 10^–2 , то электролит считается сильным. При значениях константы диссоциации K_Д < 10^–2 электролит является слабым.

Слайд 176
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Например, процесс диссоциации двухосновной щаве_́левой кислоты Н₂С₂О₄ протекает двумя ступенями. На первой ступени от

молекулы кислоты отщепляется один ион водорода и образуется ги_́дрооксала_́т-ион НС₂О₄^– . На второй ступени от ги_́дрооксала_́т-иона отделяется содержащийся в нем ион водорода и образуется оксала_́т-ион
С₂О₄^2– .
Каждая ступень диссоциации количественно характеризуется константой диссоциации, значения которых при 25^о С являются справочными. Выражения 9.23 и 9.24 на слайде. Как видно из численных значений констант ступенчатых диссоциаций, константа диссоциации на первой ступени больше, чем константа диссоциации на второй ступени. Это значит, что в растворе в бо_́льшем количестве содержатся ги_́дрооксала_́т-ионы, чем оксала_́т-ионы. Общее уравнение диссоциации щавелевой кислоты представляет собой суммарное уравнение первой и второй стадий её диссоциации, что показано выражением 9.25 на слайде. А общая константа диссоциации равна произведению констант ступенчатых диссоциаций вещества.
Слайд 177
Между константой диссоциации и степенью диссоциации прослеживается взаимосвязь. Рассмотрим диссоциацию электролита АВ и выразим для этого процесса константу диссоциации. Выражение 9.26.
Введем следующие обозначения: С_М – молярная концентрация электролита в начальный момент времени, α – степень диссоциации электролита. Тогда С_Мα – это молярная концентрация ионов электролита при установлении равновесия процесса диссоциации, С_М(1 – α) – молярная концентрация непродиссоциированных молекул электролита в момент равновесия. Подставив данные обозначения в выражение 9.26, получим новое выражение 9.27.
Для слабого электролита степень диссоциации меньше 3 % или 0,03 в долях единицы. Следовательно, значение знаменателя (1 – α) примерно равно единице. Тогда это позволит получить зависимость 9.28,

представляющую собой математическую запись закона разбавления О́ствальда для слабых электролитов, установленного в 1888 году. По этому закону с увеличением разбавления раствора слабого электролита его степень диссоциации увеличивается.
Автором закона является Ви_́льгельм Фри_́дрих О́ствальд – русский и немецкий физикохимик, обладатель Нобелевской премии по химии 1909 года «за изучение природы катализа и основополагающие исследования скоростей химических реакций».

Слайд 178
Рассмотрим поведение наиболее распространенного природного растворителя – воды. Связь в молекуле воды между атомом кислорода и атомом водорода является ковалентно-полярной, поэтому вещество представляет собой слабый электролит и подвергается диссоциации.
Уравнение электролитической диссоциации воды 9.29, в результате которой образуются ион оксо_́ния Н₃О⁺ и ги_́дро_́ксогру_́ппа ОН^– , показано на слайде. Чаще диссоциацию воды выражают по упрощенной схеме уравнением 9.30, показывая распад ее молекулы на ион водорода Н⁺ и гидроксогруппу ОН^– . Тогда константу диссоциации воды можно записать в виде выражения 9.31.
Степень диссоциации воды очень мала, поэтому концентрацию недиссоциированных молекул можно принять равной концентрации индивидуального вещества, которая постоянна при постоянной температуре. Она равна 1000 г/л . Значит, молярная концентрация воды будет равна отношению ее массы 1000 г к молярной массе 18 г/моль и составит 55,56 моль/л . Константа диссоциации воды, определенная при 25^о С, есть величина постоянная и составляет 1,8·10^–16 . Тогда уравнение 9.31 можно преобразовать и получить выражение 9.32.
Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называют ионным произведением воды К_В . Величина ионного

произведения воды остается постоянной в любых водных растворах. При 25^оС оно равно 10^–14 , формула 9.33.

Слайд 179
Для указания концентрации ионов водорода в растворе используют водородный показатель рН . Он равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода, формула 9.34.
Концентрацию ионов гидроксида выражает гидроксидный показатель рОН . Его находят как отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов, формула 9.35.
При температуре 25^о С сумма водородного и гидроксидного показателей постоянна и равна 14, формула 9.36.
В зависимости от величины рН раствора различают три вида сред: кислую, нейтральную и щелочную. Иногда щелочную среду называют осно_́вной.

• 
  чистой воде или в растворах с нейтральной средой концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и составляют 10^–7 моль/л , поэтому водородный и гидроксидный показатели равны 7.
  

• 
  кислой среде преобладают ионы водорода, поэтому их концентрация больше, чем концентрация гидроксид-ионов, а водородный показатель принимает значения меньше 7.
  

Если раствор имеет щелочной характер среды, то в нем в бо_́льшем количестве содержатся гидроксид-ионы, а водородный показатель лежит в интервале от 7 до 14, исключая 7.

Слайд 180
Рассмотрим особенности поведения малорастворимых электролитов в растворах. Такие вещества в очень разбавленных растворах диссоциируют практически полностью, то есть их можно рассматривать как сильные электролиты. При постоянной температуре в насыщенном растворе ма-

лорастворимого электролита устанавливается равновесие между твердой фазой и ионами в растворе. Уравнение 9.37 на слайде.
Константа равновесия рассмотренного гетерогенного процесса имеет вид, показанный выражением 9.38. Она и является количественной характеристикой малорастворимых электролитов – произведением растворимости.
Произведение растворимости ПР – это произведение концентраций ионов малорастворимого вещества в насыщенном растворе с учетом
степеней, равных стехиометрическим коэффициентам уравнения диссоциации.
При постоянной температуре ПР есть величина постоянная. При температуре 25^о С значения произведения растворимости для малорастворимых электролитов являются справочными. Чем меньше значение ПР , тем хуже растворяется соединение.

Слайд 181
Внесение в раствор избытка катионов или анионов малорастворимого вещества приводит к выпадению дополнительного количества осадка. При этом изменяются концентрации ионов в растворе, но произведение растворимости остаётся постоянным при неизменной температуре.
Условием образования осадка служат равенство или превышение произведения концентраций ионов малорастворимого вещества в растворе над его произведением растворимости. Формула 9.40. Под концентрацией ионов в данном случае понимают не равновесную концентрацию ионов, установившуюся после образования осадка, а концентрацию ионов в первоначальный момент образования системы.
Если при образовании раствора произведение концентраций ионов малорастворимого вещества меньше значения его произведения растворимости, то электролит будет растворяться. Растворение электролита

будет происходить до тех пор, пока произведение концентраций его не cравняется со значением ПР .
Произведение растворимости можно рассчитать, если известна
растворимость вещества, выраженная молярной концентрацией С_М .
Формула 9.41 на слайде.
И наоборот, зная значение произведения растворимости вещества, определяют молярную концентрацию насыщенного раствора по формуле 9.42.

Слайд 182
Особенным образом в растворах ведут себя соли. Большинство неорганических солей в водных растворах представляют собой сильные электролиты, то есть полностью диссоциированы. Процесс растворения и сольватации многих солей в воде сопровождается образованием нейтральных растворов. Однако некоторые соли взаимодействуют с водой так, что образуются кислотные или щелочные растворы.
Гидролиз соли – это обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к увеличению кислотности или щёлочности раствора и образованию слабодиссоциированных соединений.
Любую соль можно рассмотреть как образованную в результате обменной реакции между кислотой и гидроксидом. В зависимости от силы или способности к диссоциации различают сильные и слабые кислоты и гидроксиды. Некоторые из них показаны на слайде. Напомним, что сила электролита определяется его константой диссоциации. Для сильных кислот

• 
  гидроксидов константа диссоциации К_Д больше или равна 10^–2, а для слабых – меньше 10^–2.
  

В зависимости от силы кислоты и гидроксида, которыми образована соль, различают четыре случая взаимодействия соли и воды, или четыре типа гидролиза. Рассмотрим каждый из них.

Слайд 183
Одним из случаев взаимодействия соли и воды является отсутствие гидролиза. Оно наблюдается в случае, когда соль образована сильным основанием и сильной кислотой.
Примером такой соли является хлорид натрия NaCl , образованный сильным гидроксидом натрия NaOH и сильной соляной кислотой HCl . рН

• 
  растворах таких солей близок к 7, среда раствора близка к нейтральной. Следующий тип гидролиза соли – это гидролиз по аниону. Он
  

характерен для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой. Его особенностью является протекание для полизарядных анионов только по первой ступени, что выражается взаимодействием аниона с одной молекулой воды. Анион соли связывается с катионом водорода воды. В результате данный тип гидролиза приводит к появлению избытка гидроксид-ионов ОН^– , то есть раствор становится щелочным с рН > 7.
Пример гидролиза карбоната калия К₂СО₃ , образованного сильным гидроксидом калия КОН и слабой угольной кислотой Н₂СО₃ , показан на слайде.

Слайд 184
Другим типом гидролиза является гидролиз по катиону. Ему подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Полизарядные катионы гидролизуются только по первой ступени, то есть взаимодействуют с одной молекулой воды. Катион соли связывается с гидроксогруппой воды. В растворе накапливается избыток ионов водорода Н⁺ , что обусловливает кислую среду раствора с рН < 7. Например, гидролиз соли хлорида магния MgCl₂ протекает по катиону, поскольку соль образована слабым гидроксидом магния Mg(OH)₂ и сильной соляной кислотой HCl . Уравнения диссоциации и гидролиза соли показаны на слайде.

И последний тип гидролиза – это гидролиз по катиону и аниону, или полный гидролиз. Он характерен для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. В этом случае соль гидролизуется полностью и необратимо с образованием слабого основания и слабой кислоты, которыми она образована. Раствор соли имеет слабокислую или слабощелоч-ную реакцию с рН ≈ 7, в зависимости от соотношения констант диссоциации, образующихся при гидролизе кислоты и основания. Определяет характер среды тот электролит, у которого константа диссоциации больше.

Примером полного гидролиза является гидролиз соли карбоната аммония (NH₄)₂СО₃ . Данная соль образована слабым гидроксидом аммония NH₄OH и слабой угольной кислотой Н₂СО₃ . Взаимодействовать с молекулами воды будут и ион аммония, и карбонат-ион. Ионы водорода и гидроксид-ионы, образующиеся при гидролизе ионов соли, связываются друг с другом, что приводит к увеличению содержания воды в растворе и смещению равновесия процесса в сторону гидролиза соли. Поэтому полизарядные катионы и анионы гидролизуются по нескольким ступеням до образования слабого основания или слабой кислоты. Уравнения реакций диссоциации и гидролиза как ионов, так и соли показаны на слайде.

Слайд 185
Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза. Степень гидролиза β равна доле гидролизованных молекул и может быть выражена отношением концентрации гидролизованной соли к концентрации растворенной соли. Формула 9.43.
Степень гидролиза, как правило, невелика. Например, для 0,1 М раствора ацетата натрия CH₃СООNa при 25^о С степень гидролиза составляет 10^–4, то есть гидролизуется одна молекула соли из 10 000.
Причина низкой степени гидролиза состоит в том, что одним из участников процесса является вода, представляющая собой очень слабый

электролит с константой диссоциации К_Д , равной 1,8·10^–16. Поэтому равновесие процесса гидролиза смещено в сторону обратной реакции, то есть в сторону исходных веществ.
Степень гидролиза зависит от природы соли, температуры и концентрации раствора. С увеличением температуры происходит увеличение степени гидролиза, что указывает на эндотермический характер процесса. С увеличением концентрации соли в растворе степень гидролиза уменьшается. Поэтому для подавления гидролиза растворы солей готовят с концентрациями, близкими к концентрации их насыщенных растворов, и хранят при низких температурах.

Слайд 186
Ввиду того, что гидролиз – это обратимая реакция и для этого процесса устанавливается химическое равновесие, его можно количественно охарактеризовать константой равновесия.
Выражение для константы равновесия гидролиза карбоната калия показано на слайде зависимостью 9.44. Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных – константы равновесия К_С и равновесной концентрации воды – можно заменить одной новой постоянной, называемой константой гидролиза К_Г . Для карбоната калия константа гидролиза имеет вид, показанный выражением 9.45. Таким образом, константа гидролиза К_Г соответствует величине константы равновесия процесса гидролиза без учета равновесной концентрации воды.
Значение константы гидролиза соли можно определить через ионное произведение воды и константу диссоциации слабого гидроксида и слабой кислоты. Если соль гидролизована по аниону, то константа гидролиза представляет собой отношение ионного произведения воды к константе диссоциации кислоты. При гидролизе по катиону константу гидролиза находят как отношение ионного произведения воды к константе диссоциации гидроксида. При полном гидролизе соли константа гидролиза равна

отношению ионного произведения воды к произведению констант диссоциации гидроксида и кислоты. Формулы 9.46, 9.47, 9.48.
Константа гидролиза зависит от природы соли и температуры, но не зависит от концентрации раствора, поэтому является более удобной характеристикой процесса гидролиза, чем степень гидролиза. Чем больше константа гидролиза, тем больше ионов соли подверглись гидролизу.
Между константой и степенью гидролиза существует зависимость, показанная формулой 9.49.

Слайд 187
Рассмотрим случаи, в которых возможны обменные реакции в растворах электролитов. Реакции, заключающиеся в обмене ионами между различными электролитами, называются реакциями ионного обмена.
Реакции обмена протекают с высокими скоростями, так как реагенты уже находятся в активированном состоянии благодаря молекулам растворителя, выполняющим функции гомогенного катализатора. Отличительной чертой обменных реакций является сохранение элементами всех веществ их степеней окисления.
Обменные реакции в растворах электролитов возможны в трех случаях. Во-первых, реакция обмена будет протекать в направлениях связывания
ионов, приводящих к образованию малорастворимых или менее растворимых, чем реагирующие, веществ.
Во-вторых, обменный процесс возможен при образовании малодиссоциирующих или менее диссоциирующих, чем реагирующие, веществ.
И, в-третьих, обмену между ионами электролитов способствует образование газообразных веществ.
Примеры реакций ионного обмена показаны на слайде.

На этом рассмотрение свойств неэлектролитов и электролитов закончено.

• 
  целях закрепления пройденного материала предлагаем ответить на вопросы для самоконтроля.
  

Слайд 188