Понятие водородного и гидроксильного показателей

Равновесной концентрацией ионов водорода или гидроксила можно количественно охарактеризовать степень кислотности или щёлочности любого раствора. Чаще принято характеризовать растворы концентрацией ионов водорода:

в нейтральном растворе [Н⁺] = [ОН^–] = 10^-7 моль/л

в кислом растворе [Н⁺] < 10^-7

в щелочном растворе [Н⁺] > 10^-7

Для удобства проведения расчётов – избавление от отрицательных степеней – в значениях концентраций ионов водорода и гидроксила предложено применять вместо подлинных значений концентраций [Н⁺] и [ОН^–] их отрицательные логарифмы.

Отрицательный логарифм от концентрации ионов водорода получил название водородного показателя и обозначается: рН = - lg[Н⁺]. Для чистой воды водородный показатель рН = - lg10^-7 = 7,0.

При увеличении концентрации водородных ионов величина рН уменьшается, при увеличении концентрации гидроксил-ионов величина рН увеличивается, т.е. в кислой среде рН < 7, а в щелочной – рН > 7.

По аналогии с рН отрицательный логарифм равновесной концентрации гидроксильных ионов в растворе называется гидроксильным показателем и обозначается рОН^–: рОН = - lg[ОН^–].

Взаимосвязь рН и рОН можно установить при логарифмировании ионного произведения воды: [Н⁺]*[ОН^–] = 1*10^-14; - lg[Н⁺] - lg[ОН^–] = рН + рОН = 14, то есть сумма водородного и гидроксильного показателей для любого водного раствора есть величина постоянная, равная 14.

Индикаторы – вещества, изменяющие свою окраску при взаимодействии с одним из реагирующих веществ реакции. Под интервалом (областью перехода) индикатора понимают промежуток значений рН, в котором происходит заметное изменение окраски индикатора. В таблице приведены интервалы некоторых индикаторов.

Индикатор	Область перехода ∆	Цвет индикатора в средах кислой щелочной
Метиловый оранжевый	3,2 – 4,4	красный жёлтый
Лакмус	5 – 8	красный синий
Фенолфталеин	8,2 – 10,0	бесцветный малиновый
Метиловый красный	4,2 – 6,2	красный жёлтый

Буферные растворы

Растворы, сохраняющие практически неизменными величины рН при разбавлении, либо при добавлении к ним небольших количеств кислот или щелочей называются буферными. Буферные растворы именуются часто буферными смесями, так как по составу они представляют смеси электролитов с одноимёнными ионами:

1. Слабой кислоты и одноимённой её соли. Например, ацетатный буфер:

СН3СООН и СН3СООNa.

2. Слабого основания и соли с одноимёнными катионами. Например, аммиачный буфер: NH4OH и NH4Cl.

3. Гидросолей многоосновных кислот с одноимёнными катионами. Например, NaН2РО4 и Na2НРО4.

4. Составы буферных смесей разнообразны и могут быть ещё более сложными.

Регулирующий механизм рН буферных растворов основан на смещении устанавливающихся в них равновесий. Например, в аммиачном буфере имеются следующие равновесные процессы: NH4OH D NH4⁺ + OH^–

NH4Cl D NH4⁺ + Cl^–.

Добавкой небольших количеств кислоты в раствор вводятся ионы Н⁺, которые вступают во взаимодействие с OH^– с образованием воды, усиливается процесс диссоциации NH4OH. Добавкой небольших количеств сильного основания вводятся ионы OH^–, которые связываются с NH4⁺ в NH4OH, усиливается процесс диссоциации NH4Cl.

Расчётные формулы для вычисления рН буферных растворов представлены в таблице 3 приложения.

Гидролиз солей

Гидролизом называется ионообменное взаимодействие соли с водой, в результате которого образуются малодиссоциирующие соединения (ионы или молекулы). Продуктами гидролиза могут быть слабая кислота (или кислотные остатки) и слабое основание (или основные остатки).

При рассмотрении солей как продуктов взаимодействия кислоты с основанием в зависимости от силы их можно выделить 4 типа солей, образованных:

1) сильной кислотой и сильным основанием;

2) сильным основанием и слабой кислотой;

3) слабым основанием и сильной кислотой;

4) слабым основанием и слабой кислотой.

В зависимости от типов солей возможны 4 случая их гидролиза:

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, K2SO4, NaNO3, KCl, NaCl) гидролизу не подвергаются, так как при взаимодействии их с водой слабые электролиты не образуются. В таких растворах равновесие в процессе диссоциации воды не нарушается, реакция среды остаётся нейтральной.

2. При растворении в воде соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (например, Na2CO3, K2S), соль диссоциирует на ионы как сильный электролит: Na2CO3 D 2Na⁺ + CO3^2–.

Анион CO3^2– является анионом слабой угольной кислоты Н2СО3, кислый кислотный остаток её - НCO3^– ещё более слабый электролит. Поэтому анионы CO3^2– взаимодействуют с катионами водорода Н⁺ из воды с образованием малодиссоциирующего продукта – кислого кислотного остатка НCO3^–:

СО3^2– + НОН НCO3^– + OH^–.

Катионы натрия с водой не взаимодействуют.

Na2CO3 + Н2О D NaНCO3 +NaОН.

В растворе накапливаются анионы гидроксила OH^–, реакция среды становится щелочной. Таким образом, при растворении солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, в воде происходит гидролиз их по аниону слабой кислоты: ионы кислотного остатка присоединяют из воды катионы водорода, освобождаются гидроксид-ионы OH^–.

3. При растворении в воде соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (например, Fe(NO3)3, CrCl3), в процессе диссоциации образуются ионы: Fe(NO3)3 D Fe³⁺ + 3NO3^–.

Анионы NO3^– сильной кислоты с водой не взаимодействуют. Катион Fe³⁺ является катионом слабого основания Fe(ОН)3, основной остаток FeOH⁺² взаимодействует с молекулами воды с образованием малодиссоциирующего продукта – основного остатка FeOH⁺²:

Fe³⁺ + НОН D FeOH⁺² + Н⁺.

Ионное уравнение процесса гидролиза иллюстрирует накопление в растворе катионов водорода Н⁺, реакция среды становится кислой:

Fe(NO3)3 + Н2О D (FeOH)( NO3)2 + НNO3.

Итак, при растворении в воде солей, образованных слабым основанием и

сильной кислотой, происходит гидролиз их по катиону слабого основания: катион металла присоединяет из молекул воды гидроксид-ионы, при этом освобождаются ионы водорода Н⁺.

4. Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, происходит гидролиз её по катиону слабого основания и по аниону слабой кислоты – полный необратимый гидролиз до конечных продуктов гидролиза. Например, если сульфид алюминия Аl2S3, полученный сжиганием алюминия в порошке серы, бросить в воду, то моментально произойдёт бурная реакция гидролиза

Аl2S3: Аl2S3 + 6Н2О = 2Al(OH)3 + 3H2S.

В результате образуется осадок Al(OH)3 и выделится сероводород. Этот гидролиз необратим, поэтому реакцией обмена в растворе Аl2S3 получить нельзя. Вместо него образуются продукты гидролиза.

Уравнения необратимого гидролиза составляют только в молекулярной форме.

Расчётные формулы для вычисления рН растворов гидролизующихся солей представлены в таблице 3 приложения.