Кислотно-основные равновесия. Водородный показатель рН

Вода является очень слабым электролитом и диссоциирует по уравнению

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^‾.

В любом водном растворе при 22 ⁰С произведение концентраций ионов воды (ионное произведение воды – К_W) является величиной постоянной:

К_W = [Н⁺] ∙ [OH^─] = 10^–14,

где [Н⁺] ─ равновесная концентрация ионов Н⁺;

[OH^─] ─ равновесная концентрация ионов ОН^─.

В нейтральной среде [Н⁺] = [OH^─] = 10^–7 моль/л;

в кислой среде [Н⁺] > [OH^─] , т.е. [Н⁺] >10^–7 моль/л ,

например [Н⁺] = 10^–6 моль/л;

в щелочной среде [Н⁺] < [OH^─] , т.е. [Н⁺] < 10^–7 моль/л,

например [Н⁺] = 10^–8 моль/л.

Реакция среды характеризуется через водородный показатель

pH = ─ lg [Н⁺].

При решении задач будем пользоваться формулой pН = – lg с_H+ . В более точных расчётах следует пользоваться активностью ─ pН = – lg а_H+ .

Если подставить значения концентраций ионов водорода с_H+, полученные в вышеприведённом примере, в формулу для вычисления рН, то получим:

в нейтральной среде: рН = ─ lg 10^–7 = 7;

в кислой среде: рН = ─ lg 10^–6 = 6;

в щелочной среде: рН = ─ lg 10^–8 = 8.

Следовательно:

Данные сведения находят отражение в шкале рН (рис. 4.8).

Рис. 4.8 – Шкала рН

Наиболее простым способом оценки рН среды является использование кислотно-основных индикаторов, которые по своему составу относятся к слабым органическим кислотам или основаниям. Например, индикатор метиловый оранжевый представляет слабую органическую кислоту, электролитическую диссоциацию которой условно можно представить следующим образом:

HJnd ↔ H⁺ + Jnd^– .

кислотная форма основная форма

(красная) (жёлтая)

Окраска индикаторов зависит от строения молекул и определяется наличием особых групп – хромофоров. Изменение окраски индикатора происходит в определённом интервале рН:

Метиловый оранжевый меняет свою окраску в интервале : рН = (3,1 – 4,4 ).

Окраска некоторых индикаторов в различных средах приводится на рис. 4.9.

Рис. 4.9 – Окраска некоторых индикаторов в различных средах

Равновесия в растворах солей. Гидролиз

При растворении соли в воде происходит её электролитическая диссоциация на анионы и катионы, которые могут взаимодействовать с водой. Гидролизу подвергаются ионы слабых электролитов. Если катион соли является остатком слабого основания, то в результате взаимодействия с водой образуется слабое основание (соль гидролизуется по катиону). Если анион соли – остаток слабой кислоты, то в результате гидролиза образуется слабая кислота (соль гидролизуется по аниону).

Хлорид аммония NH₄Cl образован слабым основанием NH₄OH и сильной кислотой HCl. При растворении соль вступает в обменное взаимодействие с водой. Напишем молекулярное и ионно-молекулярные уравнения гидролиза данной соли

NH₄Cl + HOH ↔ NH₄OH + HCl;

слабый электролит слабый электролит

NH₄⁺ + Cl‾+ HOH ↔ NH₄OH + H⁺ + Cl‾;

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₄OH + H⁺.

В данном случае устанавливается ионно-молекулярное равновесие, так как слабый электролит (Н₂О) является одним из исходных веществ и слабое основание NH₄OH – один из продуктов реакции.

В результате взаимодействия с водой хлорида аммония в растворе накапливаются свободные ионы Н⁺ и реакция среды становится кислой, т.к. С_Н+ > С_{ОН ˉ} . Раствор данной соли окрасит лакмус и универсальный индикатор в красный цвет. NH₄Cl гидролизуется по катиону, который является остатком слабого основания.

Нитрит натрия NaNO₂ образован слабой кислотой HNO₂ и сильным основанием NaOH. Уравнения гидролиза нитрита натрия выглядят так:

NaNO₂ + HOH ↔ NaOH + HNO₂;

слабый электролит слабый электролит

Na⁺ + NO₂‾ + HOH ↔ Na⁺ + OH‾ + HNO₂;

NO₂‾ + HOH ↔ OH‾ + HNO₂.

Реакция среды в растворе нитрита натрия щелочная вследствие накопления свободных ионов ОН ˉ, так как С_Н+ < С_ОНˉ. Причиной гидролиза является образование слабой кислоты – HNO₂ , т.о. NaNO₂ гидролизуется по аниону, раствор нитрита натрия фенолфталеин окрасит в малиновый цвет, лакмус, метилоранж и универсальный индикатор − в красный цвет.

Нитрит аммония образован слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой HNO₂. При взаимодействии с водой образуются данные слабые электролиты:

NH₄ NO₂ + НОН ↔ NH₄OH + HNO₂;

слабый электролит слабый электролит

NH₄⁺ + NO₂‾ + НОН ↔ NH₄OH + HNO₂.

В данном случае рН среды меняется незначительно, т.к. С_Н⁺ ≈ С_ОН^–.

NH₄NO₂ гидролизуется как по катиону, так и по аниону.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, и pH среды не меняется, например:

NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl;

слабый электролит

Na⁺ + Cl‾ + HOH ↔ Na⁺ + OH^– + H⁺ + Cl‾;

HOH ↔ H⁺ + OH‾ .

Формально реакция гидролиза соли обратна реакции нейтрализации, в результате которой соль образуется.