Водородный показатель

Чистая вода обладает незначительной электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы

H₂O H⁺+ OH^–

Такой процесс называется автопротолизом (самодиссоциацией). По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрации ионов H⁺и OH^–. При 25°С они равны по 10^–7 моль/л.

Выражение для константы диссоциации воды имеет вид

,

откуда [H⁺][OH^–]= K [H₂O]= K_w.

В воде и разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать постоянной: [H₂O]=55,5 моль/л, поэтому K_w – константа. Выражение, полученное для K_w, показывает, что в воде и разбавленных водных растворах при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Она называется ионным произведением воды. При 25°С K_w =10^–14.

В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных – концентрация ионов OH^–. Однако произведение этих концентраций всегда остается постоянным. Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10^–3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов станет равной 10^–11 моль/л. Следовательно, если известна величина [H⁺], то однозначно определяется величина [OH^–]. Поэтому степень кислотности или щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Нейтральный раствор [H⁺]=10^–7 моль/л;

кислый раствор [H⁺]>10^–7 моль/л;

щелочной раствор [H⁺]<10^–7 моль/л.

Наиболее часто используют не концентрацию [H⁺], а ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком

pH= –lg [H⁺].

Эта величина называется водородным показателем. Например, если [H⁺]=10^–5 моль/л, то pH=5; если [H⁺]=10^–9 моль/л, то pH=9. Отсюда следует, что в нейтральном растворе pH=7, в кислом растворе pH<7, в щелочном растворе pH>7. Иногда пользуются значением pOH= –lg[OH^–]. При 25°С выполняется равенство: pH+pOH=14.

Для многих процессов величина pH очень важна (для жизнедеятельности растений и животных – pH крови, почвенного раствора). Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от pH.

Гидролиз солей

Гидролиз – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящей к образованию малодиссоциированных веществ и сопровождающийся изменением рН среды.

Суть гидролиза солей заключается в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов с образованием малодиссоциированного или труднорастворимого продукта. В результате гидролиза могут образовываться молекулы слабых кислот и оснований, анионы кислых солей или катионы основных солей. В большинстве случаев гидролиз является обратимым процессом. При повышении температуры и разбавлении гидролиз усиливается. Гидролиз идет по-разному в зависимости от силы кислоты и основания, образовавших соль. Рассмотрим различные случаи гидролиза солей.

а) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием (K₂S).

При растворении в воде K₂S диссоциирует

K₂S 2K⁺ +S^2-.

При составлении уравнений гидролиза в первую очередь необходимо определить ионы соли, связывающие ионы воды в малодиссоциирующие соединения, т.е. ионы, обусловливающие гидролиз.

В данном случае ионы S^2- связывают катион H⁺, образуя ион HS^–

S^2– +H₂O HS^– +OH^–

Уравнение гидролиза в молекулярной форме

K₂S+H₂O KHS+KOH.

Практически гидролиз соли ограничивается первой ступенью с образованием кислой соли (в данном случае KHS). Таким образом, гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (такой, как K₂S) протекает по аниону соли. Избыток ионов OH^– в растворе обусловливает щелочную реакцию среды в растворе (pН>7).

б) Cоль образована слабым основанием и сильной кислотой (CuCl₂, Al₂(SO₄)₃).

При растворении в воде CuCl₂ диссоциирует СuCl₂ Cu²⁺ +2Cl^–

В данном случае ионы Cu²⁺ соединяются с ионами OH^–, образуя гидроксоионы CuOH⁺. Гидролиз соли ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Cu(OH)₂ не происходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид

Cu²⁺ ₊ HOH CuOH⁺+ H⁺.

В данном случае продуктами гидролиза являются основная соль и кислота. Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом

CuCl₂+H₂O CuOHCl+ HСl.

Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (в данном случае CuCl₂) протекает по катиону соли. Избыток ионов H⁺ в растворе обусловливает кислую реакцию среды в растворе (рН<7).

При растворении в воде Al₂(SO₄)₃ диссоциирует

Al₂(SO₄)₃ Al³⁺ + 3 SO₄^2-.

В данном случае ионы Al³⁺ соединяются с ионами ОН^-, образуя гидроксоионы AlOH²⁺. Гидролиз соли ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Al(OH)₃ не присходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид

Al³⁺ + Н₂О AlOH²⁺+ Н⁺.

Продуктами электролиза является основная соль и кислота.

Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом

Al₂(SO₄)₃+2 Н₂О 2AlOHSO₄+ H₂SO_4.

в) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (CH₃COONH₄).

CH₃COO^–+ NH₄⁺+ H₂O CH₃COOH + NH₄OH.

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.

Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, то гидролиз протекает до конца. Например

Al₂S₃ + 3 H₂O Al(OH)₃¯ + H₂S­

г) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (NaCl, K₂SO₄, RbBr и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H₂O (рН=7).

Взаимное усиление гидролиза. Допустим, что в разных сосудах установились равновесия

CO₃^2–+ H₂O HCO₃^–+ OH^–

Al³⁺+ H₂O AlOH²⁺+ H⁺.

Обе соли гидролизованы незначительно, но если растворы смешать, то происходит связывание ионов H⁺и OH^–. В соответствии с принципом Ле-Шателье оба равновесия смещаются вправо, и гидролиз протекает полностью

2 AlCl₃ + 3 Na₂CO₃ + 3 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 CO₂ + 6 NaCl.

Это называется взаимным усилением гидролиза.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: