Среда водных растворов и водородный показатель pH
Важнейшей характеристикой растворов электролитов является кислотность среды, которая определяется соотношением концентраций ионов H+ и OH-. Для количественного выражения кислотности используется водородный показатель pH.
В чистой воде при 25°C концентрация ионов H⁺ и OH⁻ одинакова и равна 10⁻⁷ моль/л. Поэтому pH нейтрального раствора равен 7.
Определение среды раствора с помощью индикаторов
Качественно среду раствора можно определить с помощью индикаторов – органических веществ, которые меняют свой цвет в зависимости от pH среды.
Фенолфталеин – индикатор на щелочную среду, с его помощью невозможно отличить кислую среду от нейтральной. Лакмус и метилоранж – универсальные индикаторы, позволяющие определить любую среду.
Понятие гидролиза солей
Гидролиз – это реакция ионного обмена соли с водой, приводящая к образованию слабого электролита и изменению среды раствора.
Гидролиз является частным случаем реакций ионного обмена, происходящих между растворенной солью и водой, которая может распадаться на ионы: H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻
Так как вода не является сильным электролитом, такая реакция диссоциации происходит с низкой вероятностью (примерно в случае 1 молекулы воды из 555млн)
При растворении соли в воде она диссоциирует на катионы и анионы. Эти ионы могут взаимодействовать с молекулами воды, образуя слабодиссоциирующие соединения (слабые электролиты) - это частный случай реакции ионного обмена.
Гидролизу подвергаются только растворимые соли, образованные:
- Слабой кислотой и сильным основанием. Например: Na₂CO₃, CH₃COONa
- Сильной кислотой и слабым основанием. Например: NH₄Cl, FeCl₃, ZnSO₄, Al(NO₃)₃
- Слабой кислотой и слабым основанием. Например: CH₃COONH₄, Al₂S₃
Не подвергаются гидролизу:
- Нерастворимые соли (они не образуют ионов в растворе, которые могли бы гидролизоваться)
- Растворимые соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (NaCl, K₂SO₄, Ca(NO₃)₂, KClO₄ и др.)
Типы гидролиза солей
В зависимости от природы соли различают следующие типы гидролиза:
1. Гидролиз по аниону (соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой). Примеры таких солей: Na₂CO₃, CH₃COONa, Na₃PO₄, NaF
При растворении такой соли в воде анион, соответствующий слабой кислоте,
взаимодействует с водой, образуя слабый электролит (слабую кислоту) и гидроксид-ионы OH⁻, что приводит к щелочной среде раствора (pH > 7).
Рассмотрим подробно процессы, происходящие при растворении такой соли в воде:
2. Гидролиз по катиону (соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой). Примеры таких солей: NH₄Cl, ZnSO₄, FeCl₃, Al(NO₃)₃, Cu(NO₃)₂
При растворении такой соли в воде катион, соответствующий слабому основанию, взаимодействует с водой, образуя слабый электролит (слабое основание) и ионы водорода H⁺, что приводит к кислой среде раствора (pH < 7).
Рассмотрим подробно процессы, происходящие при растворении такой соли в воде:
3. Гидролиз по катиону и аниону (соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой). Примеры таких солей: CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, NH₄F
При растворении такой соли в воде и катион, и анион взаимодействуют с водой, образуя два слабых электролита. Среда раствора зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания.
Рассмотрим подробно процессы, происходящие при растворении такой соли в воде:
Если константы диссоциации кислоты и основания примерно равны, то среда раствора будет близка к нейтральной (pH ≈ 7).
5. Случаи полного (необратимого) гидролиза
В особых случаях гидролиз может идти необратимо (до конца) с образованием малорастворимых, летучих или нестойких продуктов реакции.
Полному (необратимому) гидролизу подвергаются соли, обозначенные в таблице растворимости символами «?» и «-», образованные:
- слабыми летучими кислотами (H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃)
- слабыми нерастворимыми основаниями (гидроксиды Al, Cr, Fe и др.)
Особенности гидролиза кислых солей
Кислые соли — это продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле многоосновной кислоты на атомы металла или группу атомов NH₄⁺. В отличие от средних солей, кислые соли содержат в своём составе атомы водорода, способные диссоциировать с образованием ионов H⁺. Именно эта особенность существенно влияет на pH среды их растворов. Для правильного определения pH среды раствора кислой соли необходимо учитывать два процесса:
- диссоциацию аниона кислой соли с образованием H⁺
- гидролиз этого аниона с образованием OH⁻.
Преобладание одного из этих процессов и определит итоговую реакцию среды.
Диапазон значений рН растворов кислот, оснований, солей приведены в таблице: