ЧАСТЬ 5.  Вода как слабый электролит. Понятие о кислотности среды. Водородный показатель.

 

Основные понятия

Вода, являясь хорошим растворителем для многих веществ, хотя и весьма незначительно, диссоциирует на ионы:

           2Н₂О Û Н₃О⁺ +ОН^-

Для простоты написания вместо иона-гидроксония (Н₃О⁺) пишут негидратированный ион (Н⁺):

          Н₂О ÛН⁺ +ОН^- ,   (при 22⁰С).

Из значения константы диссоциации видно, что вода является очень слабым электролитом.

a  (Н₂О) =1,8 ×10^-9 .

Это значит, что из  50 000 000 молекул распадается - 1 (одна)

 

 

 

                                                                (18).

                                                                      

Это произведение концентраций иона водорода и иона гидроксила является посто­янной для данной температуры величиной и называется ионным произве­дением воды - K_w или К _Н2О. Его значение зависит от температуры.

            

 

 

 

                .

Равновесие между ионами Н⁺ и ОН^- существует не только в чистой воде, но и во всех водных растворах. Поэтому указанное соотношение может характеризовать кислотность и основность различных сред.

В нейтральной среде  [Н⁺]=[ОН^-]=10^-7моль/л.

В кислой среде          [Н⁺]>10^-7моль/л, а [ОН^-]<10^-7моль/л.

В щелочной среде       [Н⁺]<10^-7моль/л, а [ОН^-]>10^-7моль/л.

 

При рассмотрении кислотности растворов значительно удобнее поль­зоваться не [Н⁺] и [ОН^-], а отрицательным десятичным логарифмом концентрации, обозначаемым рН и рОН.

рН -  водородный показатель или показатель кислотности (читается «пэ-аш»),

рОН -  гидроксильный показатель или показатель щелочности  (читается «пэ-оаш»):

pH = - lg [Н⁺]       (19) ,   

р OH = - lg [ OH ^- ]         (20).

рН + рОН = 14

Для водных растворов справедливо:                                       (21).         

           

 Для нейтральных растворов:     рН = рОН = 7.

 Для кислых растворов:      рН < 7,  рОН > 7.

 Для щелочных растворов:         рН > 7,     рОН < 7.

 

Методы измерения рН

Измерить кислотность среды можно с помощью веществ, называемых индикаторами.

Индикатор – вещество, изменяющее свою окраску в зависимости от рН раствора. (indicare (лат.) – показывать, обнаруживать). Индикатор – это слабая органическая кислота или основание, молекулы и ионы которых имеют разную окраску.

а) Индикаторы, способные отдавать протон – кислотные. 

Их молекулы – доноры протона.

    HInd « H ⁺ + Ind ^-   - метиловый оранжевый.

красный          желтый

 

Если в раствор поместить избыток кислоты или основания, то произойдет смещение равновесия:

избыток Н⁺ - равновесие смещается влево, т.к. добавление протонов подавляет диссоциацию индикатора () – раствор окрашивается в красный цвет;

избыток ОН^- - эти ионы связывают Н⁺ с образованием воды, при этом равновесие смещается вправо (®) – желтая окраска раствора.

 

б) Индикаторы, способные принимать протон – основные.

Их молекулы – акцепторы протона.

    Ind О H « О H ^- + Ind ⁺ .

В данном случае при добавке кислоты или основания также происходит смещение равновесия:

избыток ОН^- - равновесие смещается влево ();

избыток Н⁺ - равновесие смещается вправо (®).

Область перехода (интервал перехода) индикатора - интервал значений рН, в пределах которого индикатор изменяет свою окраску. Значение этого интервала зависит от Кдисс молекулы индикатора.

Чем больше К_дисс индикатора, тем легче его молекулы распадаются на ионы, тем меньше значение рН, при котором индикатор меняет свою окраску.

 

- эта формула определяет интервал перехода кислотно-основного индикатора. Так, к примеру:

   Метиловый оранжевый:   K_i = 10^-4 ® DрН = 4 ± 1;    DрН = 3-5;

               Лакмус                      K_i = 10^-7 ® DрН = 7 ± 1;            DрН = 6 – 8;

   Фенолфталеин   K_i = 10^-9 ® DрН = 9 ± 1;    DрН = 8 – 10.

Примеры кислотно-основных индикаторов приведены в таблице 2.

Табл. 2. Типы кислотно-основных индикаторов

 

Название	Интервал перехода рН	Изменение окраски
		Кислотная форма	Щелочная форма
Метиловый желтый	2.9 - 4.0	красная	желтая
Метиловый оранжевый	3,1 - 4,4	красная	желтая
Метиловый красный	4,2 - 6,3	красная	желтая
Лакмус	6,0 - 8,0	красная	синий
Фенолфталеин	8,0 - 9,6	б/цветная	красная
Ализариновый желтый	10,1 - 12,0	б/цветная	фиолетовая

 

 

Также измерить значение рН в растворе можно с помощью специального прибора. Этот прибор называется рН-метр. При этом метод измерений называется потенциометрическим.

Простейший рН метр, представленный на рис.1, действует следующим образом. В анализируемую среду помещаются два электрода - измерительный электрод, чувствительный к ионами водорода (индикаторный электрод), и электрод сравнения, потенциал которого не меняется при изменении рН и состава среды (обычно используют хлорсеребряный электрод). Разность потенциалов, возникающая между электродами измеряется высокоомным милливольтметром (рН-метром). Через АЦП сигнал преобразуется и на электронном табло высвечивается значение рН данного раствора. Достоинством этого метода является, несомненно, его высокая точность (рН измеряется с точностью до 0,01 ед.).

рис.1. Устройство рН-метра

Методы расчета рН

Для расчета значений рН водных растворов можно использовать ряд формул.

1.

Если в задаче дан раствор кислоты, то находится концентрация ионов Н⁺, а следом за тем – значение рН по формуле (19):   pH = - lg [Н⁺] .

 где   a - степень диссоциации (в долях от единицы), Ск-ты - молярная концентрация кислоты (моль/л), N_Н+ - количество ионов водорода, образованных при диссоциации кислоты.

В случае слабых кислот всегда N_Н+ = 1 (поскольку реально диссоциация слабых электролитов идет только по первой ступени).

Т.к. по закону разбавления для слабых электролитов , концентрацию ионов водорода можно рассчитать и так (только для слабых кислот):

                                                         (23),

где Кдисс – константа диссоциации слабой кислоты.

2.

Если в задаче дан раствор основания, то рассчитывается концентрация ионов ОН^-, затем показатель рОН по формуле (20), а уже затем – рН по формуле (21).

где a - степень диссоциации (в долях от единицы), Сосн - молярная концентрация основания (моль/л), N_ОН-  - количество гидроксид-ионов, образованных при диссоциации основания. В случае слабых оснований всегда N_ОН- = 1.

Также используя уравнение Оствальда (только для слабых оснований), получаем:

                                                        (25),

где Кдисс – константа диссоциации соответствующего слабого основания. Далее:

  р OH = - lg [ OH ^- ] → рН + рОН = 14, → рН = 14 - рОН.

Обучающие задачи.

Пример  1. Вычислить рН 0,001М растворов HС1 и КОН.

Решение. HС1 и КОН являются сильными электролитами и в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют на ионы.

В растворе НС1: [Н⁺] = 0,001 моль/л. рН = –lg [H⁺] = –lg 0,001 = 3.

В растворе КОН: [ОН^–] = 0,001 моль/л. рОН = –lg [ОH^-] = –lg 0,001 = 3. рН=14 – 3=11.

Пример 2 . Вычислить рН, рОН, [ Н⁺ ] , [ ОН^- ] в 0.01М HCl .

Решение. Соляная кислота относится к сильным кислотам (a =1), поэтому можно принять: Ск-ты = [Н⁺] =0.01моль/л.

Значение рН вычисляется по формуле рН = –lg [H⁺]

рН= -lg 0.01 =2.

 Концентрацию гидроксид-ионов можно найти, зная величину ионного произведения воды:

[ОН^-] =10^-14/[Н⁺] = 10^-14/0.01 = 10^-12  

Значение рOH = -lg 10^-12   =12    

 

 Пример 3. Вычислить рН раствора H ₃ PO ₄ с концентрацией 0,0001 моль/л.

                                   

H ₃ PO ₄  -слабый электролит, поэтому Ск-ты ≠ [Н⁺] (т.к. a << 1 )

 

 [Н⁺] = a ×Ск-ты×N_Н+

Пример 4. Рассчитать рН раствора КОН, 350 мл которого содержат 0,0035 моль КОН.

Решение.                  КОН К⁺ + ОН^-.

с_м(КОН) = 0,0035:0,35 = 0,01М. с_м(КОН) = [ОН^–].

рОН = –lg [ОH^-] = –lg 0,01 = 2. рОН + рН = 14. рН = 14 – 2 = 12

или [Н⁺] = 10^–14/[ОН^–] = 10^–14/0,01 = 10^–12 моль/л. рН = –lg 10^–12 = 12.

Пример 5. Вычислить молярную концентрацию раствора Ba(OH)₂, если рН раствора составляет 12 при 298 К.

Решение.                Ba(OH)₂ Ва²⁺ + 2ОН^–.

рОН = 14 – 12 = 2.           -lg [ОH^–] = 2, откуда [ОH^–] = 0,01 М.

с_м(Ba(OH)₂) = [ОH^-]/2 = 0,01/2 = 0,005М.

Пример 6. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,01 М водного раствора аммиака при 298 К, если константа диссоциации NH₄OH при указанной температуре равна 1,76·10^–5.

Решение.                     NH₄ОH NH₄⁺ + OH^- .

   моль/л.

[Н⁺] = 10^-14/[ОН^-] = 10^-14/4,2·10^-4 = 2,4·10^-11 моль/л.

рН = –lg [H⁺] = –lg 2,4·10^–11 = 10,6.

        или 4,2 %.

 

Процессы в природе, в живом организме протекают при определенной кислотности среды. Например, растения могут нормально произрастать  лишь при рН, лежащих в определенном интервале, характерном для данного вида растения. Чаще всего растения страдают от повышенной кислотности и для ее устранения применяют известкование почв (добавляют известняки: карбонаты магния и кальция). При щелочных (солончаковых почвах) применяют гипсование – введение размолотого гипса CaSO₄´2H₂O.

Сами почвы по кислотности делят на сильнокислые (рН 3-4), кислые (рН 4-5), слабокислые, нейтральные (рН 6-7), слабощелочные (рН 7-8), щелочные и сильнощелочные (рН 9-10). Определенную кислотность имеет и вода: дождевая вода рН 6, водопроводная вода рН 7,5. Значение рН растворов человека и животного имеет также строго определенное значение: желудочный сок - рН 1,7 (сильнокислая среда вследствие содержания соляной кислоты), кровь - рН 7,4 (слабощелочеая среда), слезы нейтральны - рН 7.

ЧАСТЬ 6. Гидролиз солей

Реакция водного раствора зависит не только от наличия в нем кислот или оснований, но также и от присутствия некоторых солей. Многие соли, растворяясь в воде, способны смещать реакцию среды в ту или иную сторону. При этом происходит химическое взаимодействие между ионами соли и молекулами воды, сопровождающееся образо­ванием слабых кислот, слабых оснований или малодиссоциируемых ионов. Эта реакция получила название гидролиза солей.

 Гидролиз соли - это обратимый, ступенчатый, обменный процесс взаимодействия ионов соли с водой, приво­дящий к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза изменяется кислотность среды.

Также можно сказать, что гидролиз - это разложение соли водой с образованием слабого электролита.

Итак, если хотя бы один из ионов соли может образовать малодиссоциированное соединение с составными час­тями воды (ионами Н⁺ или ОН^-), то рассматриваемая соль подвергается гидролизу. Если ни один из ионов соли малодиссоциируемое соединение не образует, то соль гидролизу не подвергается.

Так, не подвергается гидролизу соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Ионы таких солей не образуют с ионами H⁺ и OH^- воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН равен 7.

Например, соли NaNO₃, KCl, Na₂SO₄, при растворении в воде гидролизу не подвергаются.

 

Гидролиз всегда протекает по частице (иону) от слабого электролита!!!!!

1. Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой, то протекает гидролиз по аниону слабой кислоты. Тип гидролиза при этом так и называется – гидролиз по аниону. В этом случае в растворе накапливаются ионы ОН^-  и среда в растворе такой соли становится основной (или щелочной). рН > 7.

  

А^z- + HOH Û HA^(z-1) + OH^-  (рН>7)   - гидролиз по аниону,                                                   

где HA - кислота, если Z = 1; анион кислой соли, если Z > 1.

 

Например:

Na ₂ S Û 2 Na ⁺ + S^2- - гидролиз по аниону, 2 ступени

Н₂О Û Н⁺+ОН^-           (т.к. соль образована слабой кислотой H₂S)

----------------------

I. S ^2- + HOH Û HS ^- + OH ^-              (ионное уравнение)         

   Na ₂ S + Н₂О Û Na HS  + NaOH (молекулярное уравнение)

II. HS^- + HOH Û H₂S + OH^-         

Na HS  + Н₂О Û H ₂ S + NaOH     pH >7 (щелочная среда, т.к. в растворе

                                                                      накапливаются ионы OH^- )

2. Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой, то протекает гидролиз по катиону слабого основания. Тип гидролиза при этом так и называется – гидролиз по катиону. В этом случае в растворе накапливаются ионы Н⁺ и среда в растворе такой соли становится кислой, рН<7.

 

M^z+ + НОН Û МОН ^(z-1)+ + Н⁺ (рН<7)  - гидролиз по катиону ,                                                        

где МОН ^(z-1)+ - основание, если Z=l; катион основной соли при Z>1.

 

Например:

С aCl ₂ Û Сa²⁺ + 2 Cl ^2-          - гидролиз по катиону, 2 ступени

Н₂О Û Н⁺+ОН^-                   (соль образована слабым основанием Са(ОH)₂)

----------------------

I. Са²⁺ + HOH Û СаО H ⁺ + H ⁺         (ионное уравнение)         

 С aCl ₂ + Н₂О Û СаО HCl + HCl    (молекулярное уравнение)

II. СаО H ⁺ + HOH Û Са(О H )₂ + H ⁺         

СаО HCl + Н₂О Û Са(О H )₂+ HCl        pH <7 (кислая среда, т.к. в растворе

                                                                           накапливаются ионы H⁺)

 

3. Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то происходит гидролиз по катиону и аниону.

Так, соли CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, HCOONH₄  гидролизуются и по катиону, и по аниону.

Поскольку слабые кислоты и основания являются малодиссоциирующими соединениями и их константы диссоциации малы, то практически протекает лишь первая ступень гидролиза, а остальные являются теоретическими. В этом случае реакция среды зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

Например:

Соль ацетата аммония в водном растворе полностью диссоциирует на ионы. Оба иона принадлежат слабым гидроксидам, поэтому взаимодействуют с водой: При этом протекают параллельно два процесса:

CH₃COO NH₄ →  NH₄⁺ + СН ₃ СОО ^-

NH₄⁺ +HOH Û NH₃ × H₂O +H⁺

+                                                             Н⁺+ОН^- =Н₂О

CH ₃ СОО^- + HOH Û С H ₃ СОО H + OH ^-

NH ₄ ⁺ + СН₃СОО^- + Н₂О Û NH ₃ × H ₂ О + CH ₃ COOH

NH₄⁺ + H₂O D NH₄OH + H⁺

CH₃СОО ^- + Н₂О D CH₃COOH + ОН ^- .

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. Поскольку в рассматриваемом примере константы диссоциации СH₃COOH и NH₄OH при 25^оС примерно равны (К_д(СH₃COOH) = 1,75·10^–5, К_д(NH₄OH) = 1,76·10^–5), то раствор соли будет нейтральным.

⇐ Предыдущая1234567Следующая ⇒

Поделиться: