Страница 6 Водородный показатель

Водные растворы различных соединений могут давать кислую, щелочную или нейтральную реакцию. Реакция среды зависит от соотношения концентраций ионов гидроксония и гидроксид–ионов в растворе.

Если концентрации этих ионов равны между собой, то есть [Н₃О⁺] = [ОН^-], то реакция среды нейтральная. Следовательно, вода принадлежит к типичным амфотерным соединениям, совмещающим кислотные и основные свойства, выраженные в одинаковой степени.

Если концентрация ионов гидроксония больше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н₃О+] > [ОН^-], то реакция среды становится кислой. Кислотность тем выше, чем больше концентрация ионов гидроксония. Если наоборот, концентрация ионов гидроксония меньше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н₃О⁺] < [ОН-], то реакция среды становится щелочной. Следовательно, по значению концентрации этих ионов можно количественно охарактеризовать реакцию среды.

Кислотность или основность раствора можно выразить, взяв вместо концентрации ионов водорода ее десятичный логарифм. Чтобы избавиться от отрицательной степени в значении концентрации ионов водорода, предложено пользоваться отрицательным значением логарифма величины [Н+], названным водородным показателем или рН:

рН = -lg[Н⁺];

В практике принимается Kw = 10**(-14) (22 °С), отсюда [Н⁺] = 10**(-7) г-ион/л и рН = 7.

Соотношения между реакцией среды, концентрациями ионов и значением водородного показателя получаются следующие:

Нейтральная среда [Н₃О⁺] = [ОН^-] = 10-7 г-ион/л, рН = 7.

Кислотная среда [Н₃О⁺] > [ОН^-] > 10-7 г-ион/л, рН < 7.

Щелочная среда [Н₃О⁺] < [ОН^-] < 10-7 г-ион/л, рН > 7.

Рассмотрим гидролиз солей оставшихся трех типов. Соли, образованные многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, гидролизируются ступенчато, переходя в первой фазе в кислотные или основные соли.

Гидролиз Na₂CO₃:

I ступень 2Na⁺ + CO₃^2- + HOH <=> Na⁺ + HCO₃^- + Na⁺ + OH^-

CO₃^2- + HOH <=> HCO₃^- + OH^-

Страница 7

II ступень Na⁺ + HCO₃^- + HOH <=> H₂CO₃ + Na⁺ + OH^-

HCO₃^- + HOH <=> H₂CO₃ + OH^-

При гидролизе Na2CO3 и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы OH^-, сообщающие ему щелочную реакцию с рН > 7. Более сильно выражена первая ступень гидролиза, чем вторая.

Гидролиз ZnCl2:

I ступень: Zn²⁺ + 2Cl^- + HOH <=> ZnOH⁺ + Cl- + H⁺ + Cl^-

Zn²⁺ + HOH <=> ZnOH⁺ + H⁺

II ступень: ZnOH⁺ + HOH + Cl^- <=> Zn(OH) ₂ + H⁺ + Cl^-

ZnOH⁺ + HOH <=> Zn(OH) ₂ + H⁺

При гидролизе ZnCl2 и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы H⁺, сообщающие ему кислотную реакцию с рН < 7.

Гидролиз СН₃СООNH₄:

NH₄ + CH₃COO^- + HOH <=> NH₄OH + CH₃COOH

Соли этого типа подвергаются гидролизу относительно легко. Реакция и рН раствора определяется относительной силой образующихся оснований и кислот. В рассматриваемом случае константы электролитической диссоциации NH₄OH и CH₃COOH при 25 ºС соответственно равны 1,79·10**(-5) и 1,76·10**(-5), а поэтому реакция раствора практически нейтральна (рН = 7).

Процесс гидролиза солей количественно может быть охарактеризован с помощью двух величин: степени гидролиза h, константы гидролиза Кгидр.

Степенью гидролиза называется отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе.

Константа гидролиза определяет состояние химического равновесия в растворе гидролизированной соли.