Йонний добуток води.

Вода – дуже слабкий електроліт, який незначною мірою дисоціює на йони Н⁺ і ОН^¯. Для характеристики процесу дисоціації води можна застосувати закон діючих мас, тоді отримаємо:

де Кд_Н2О – константа дисоціації води;

С_Н2О – концентрація недисоційованих молекул води, що перебувають в стані рівноваги з йонами Гідрогену Н⁺ і гідроксид – йонами ОН^¯.

Концентрацію недисоційованих молекул води можна вважати сталою величиною:

і тоді С_Н+ · С_ОН-=1,8·10^-16 · 55,56 = 10^-14

Отже, добуток концентрації йонів Гідрогену й гідроксид – йонів при постійній температурі є величиною сталою. Ця величина називається йоним добутком води (К_Н2О) і при 22˚C дорівнює:

К_Н2О = С_Н+ · С_ОН¯ = 10^-14

Ця величина постійна не тільки для чистої води, а й для розбавлених розчинів і залежить від температури, оскільки зі зростанням температури збільшується ступінь дисоціації води.

В нейтральному розчині С_Н+ = С_ОН¯ = √ 1 · 10^-14 =1 · 10^-7 моль/л, у кислому розчині С_Н+ >1 · 10^-7 моль/л, а в лужному - С_Н+ < 1 · 10^-7 моль/л.

Для зручності розрахунків прийнято замість концентрації йонів водню користуватися величиною водневого показника рН, який визначається з співвідношення

рН = -lgC_H+

у нейтральному розчині рН=7, у кислому - рН<7, а у лужному рН>7.

Наряду з показником рН використовують показник рОН

рОН = -lgC_OH¯

виходячи із йонного добутку води рН + рОН = 14.

Індикатори

Водневий показник рН розчинів можна визначити спеціальними приладами – рН-метрами, або за допомогою кислотно-основних індикаторів.

Індикатори – це слабкі основи або слабкі кислоти (найчастіше органічні барвники), які при зміні рН розчину змінюють свою структуру і відповідно забарвлення.

Кожний індикатор має певний інтервал рН, в якому відбувається зміна його забарвлення. Цей інтервал називається інтервалом переходу індикатора. Якщо інтервал переходу знаходиться в межах рН<7, індикатор може використовуватися для визначення кислого середовища (метилоранж), якщо інтервал переходу при рН>7 – для визначення лужного середовища (фенолфталеїн).

Гідроліз солей

Гідролізом солей називається взаємодія йонів солі з йонами води з утворенням слабкого електроліту і зміною рН розчину.

Солі, утворені сильною кислотою і сильною основою гідролізу не піддаються, оскільки в результаті можливої їх взаємодії з водою утворилися б сильні електроліти. Значення рН розчинів таких солей дорівнює 7.

Розрізняють три види гідролізу солей:

1. Гідроліз солей, утворених сильною основою та слабкою кислотою, що приводить до встановлення лужного середовища:

Na₂S + HOH  NaHS + NaOH

в йонному вигляді:

2Na⁺ + S^2- + HOH  Na⁺ + HS^- + Na⁺ + OH^-

S^2- + HOH  HS^- + OH^-

Друга стадія гідролізу:

НS^- + HOH  H₂S + OH^-

практично не проходить. Значення рН таких розчинів понад 7.

2. Гідроліз солей, утворених слабкими основами й сильними кислотами, приводить до зміни середовища на кисле:

NH₄Cl + HOH  NH₄OH + HCl

в йонному вигляді

NH⁺ + Cl^- + HOH  NH₄OH + H⁺ + Cl^-

NH⁺ + HOH  NH₄OH + H⁺

Якщо катіон солі багатозарядний, в результаті гідролізу утворюється основна сіль.

2FeSO₄ + 2H₂O  (FeOH)₂SO₄ + H₂SO₄

в йонному вигляді

2Fe²⁺ + SO₄^2- + 2HOН  2FeOH⁺ + SO₄^2- +2H⁺ + SO₄^2-

Fe²⁺ + HOН  FeOH⁺ + H⁺

Значення рН таких розчинів менше 7.

3. Гідроліз солей, утворених слабкими основами і слабкими кислотами.

CH₃COONH₄ + HOH  CH₃COOH + NH₄OH

в йонному вигляді

CH₃COO^- + NH₄⁺ + HOH  CH₃COOH + NH₄OH

Гідроліз таких солей відбувається досить повно, оскільки внаслідок гідролізу утворюються дві малодисоційовані або малорозчинні речовини. Розчин солі в цьому випадку може мати такі значення рН = 7, < 7, > 7. Ці значення визначаються константою дисоціації більш сильного електроліту.

При взаємодії розчинів солей, утворених слабкою основою і розчинів солей, утворених слабкою кислотою гідроліз кожної із цих солей проходить до кінця.

2Al(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O  2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6KNO₃

2Al³⁺ + 3CO₃^2- + 3H₂O  2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑

Кількісно гідроліз оцінюють ступенем і константою гідролізу. Ступінь гідролізу h – це відношення числа молекул солі, які прогідролізували N_гідр до загального числа молекул солі N.

Ступінь гідролізу залежить від природи солі, її концентрації і температури розчину. З розбавленням і підвищенням температури розчину ступінь гідролізу солі зростає.