Количественной характеристикой межионных электростатических взаимодействий является ионная сила раствора.

Ионной силой раствора называют величину, равную полусумме произведения концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда:

I = 0,5 ∑ C_iZ_i², где C_i – молярная концентрация иона i в растворе; Z_i – заряд иона i.

Гетерогенные процессы – это процессы на границе раздела фаз. К гетерогенным относят прежде всего процессы, связанные с образованием и растворением малорастворимых веществ ионного типа. При контакте таких веществ (сильных электролитов) с водой часть ионов переходит в раствор и устанавливается динамическое равновесие между гидратированными ионами электролита в водном растворе и кристаллами твёрдой фазы – гетерогенное равновесие. Раствор, находящийся в равновесии с твёрдой фазой, называют насыщенным.

Термодинамическим условием наступления в системе равновесия является постоянство энергии Гиббса ΔG =0, а кинетическим условием – равенство скоростей процессов растворения и кристаллизации.

Обратимые процессы растворения происходят на границе раздела фаз независимо от количества кристаллического вещества, потому что его концентрация (и активность) в твёрдой фазе остаётся постоянной. Константу гетерогенного равновесия K_s называют константой растворимости.

Чем меньше активность (концентрация) ионов в растворе, тем меньше значение K_S и, следовательно, тем меньше растворимость.

Реакции ионного обмена.

Реакции между водными растворами электролитов – это реакции, в которыз участвуют ионы. Поэтому такие реакции называют ионными реакциями.

Обмен – в-ва обмениваются между собой своими составными частями без изменения составных частей.

K₁A₁ + K₂A₂ <-> K₁A₂ + K₂A₁ - реакция идёт, если сдвинуто равновесие в сторону продуктов реакции.

Условия протекания реакций ионного обмена до конца.

Выпадение осадка (трудно растворимое вещество)

Выделение газа

Образование слабого электролита, малодиссоциирующего вещества.

Образование комплексного иона.

Pb(OH)₂ + 2NaOH -> Na₂{Pb(OH)₄}

Если в растворах нет таких ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита или комплексного иона, то реакция является обратимой. При сливании подобных растворов получается смесь ионов.

Диссоциация воды.

Вода – слабый амфотерный электролит. И как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами:

H₂O <-> H⁺ + OH^-

K_H2O = {H⁺}{OH^-} / {H₂O}

Учитывая значение константы диссоциации воды и концентрацию недиссоциированных молекул воды в моль/л, получим выражение, называемое ионным произведением воды:

K_H2O = {H⁺}{OH^-} = 10^-14

Постоянство произведения {H⁺}{OH^-} означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидроксид-ионов не может быть равна нулю. Иными словами, любой водный раствор кислоты, основания или соли содержит как H⁺ , так и OH^- -ионы. В чистой воде: {H⁺} = {OH^-} = 10^-7 моль/л. Если в неё добавить кислоту, то {H⁺} станет больше 10^-7, а {OH^-} меньше. И наоборот.

Из постоянства произведения {H⁺}{OH^-} следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшает концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию одного вида ионов, когда известна концентрация другого.

Концентрации ионов водорода, выраженные в моль/л, обычно составляют малые доли единицы. Использование таких чисел не всегда удобно. Поэтому введена особая единица измерения концентрации ионов водорода, называемая водородным показателем и обозначается рН.

Водородным показателем рН называется отрицательные десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg{H⁺}.

Гидроксильный показатель рОН называется отрицательные десятичный логарифм ионов гидроксония: рОН = -lg{OH^-}.

рН + рОН = 14

рН = 7 – нейтральная среда;

рН < 7 – кислая среда;

рН > 7 – щелочная среда.

Одним из способов определения кислотности растворов является использование индикаторов (это сложные органические кислоты или основания):

рН < 7 – кислая среда	рН = 7 – нейтральная среда	рН > 7 – щелочная среда
Фенолфталеин
бесцветный	бесцветный	малиновый
Лакмус
красный	фиолетовый	синий
Метилоранж
красный	оранжевый	жёлтый

Теория кислот и оснований.

Согласно теории кислот и оснований Бренстеда – Лоури: кислотами называют молекулы или ионы, способные отдавать протон, т.е. быть донорами ионов водорода (протонов); основаниями называют молекулы или ионы, способные присоединять протоны, т.е. быть акцепторами ионов водорода (протонов).

Молекулу и ион (или два иона), отличающиеся по составу на один протон, называют сопряженной кислотно-основной парой. В водных растворах кислот и оснований всегда имеются, как минимум, две сопряженные пары, одну из которых образует растворитель.

Равновесия, устанавливающиеся в растворах между кислотами и сопряжёнными основаниями, называют протолитическими. К протолитическим реакциям относят процессы ионизации кислот и оснований, например:

NH₃ + H₂O <-> NH₄⁺ + OH^-

О-е к-та к-та о-е

H₂O + HCl <-> H₃O⁺ + Cl^-