1.2. Водородный показатель – рН

Для количественной характеристики реакции среды обычно приводят не концентрации водородных ионов, а применяют некоторый условный показатель, обозначаемый через рН и называемый водородным показателем. Он представляет собой отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода рН = - lg [H⁺].

Для нейтральной среды рН = -lg 10 ^-7 = 7;

для кислотной - рН < 7;

для щелочной - рН >7.

Аналогично вводится понятие гидроксильного показателя рОН = - lg [ОH^-].

рН + рОН = 14.

Определение рН имеет колоссальное значение в технике и, в частности, в строительном деле. Обычно величину рН измеряют при помощи индикаторов - веществ, способных менять свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. Индикаторами являются слабые кислоты и основания, молекулы и ионы которых окрашены в разный цвет (табл. 1).

Таблица 1

Индикаторы	Реакция среды раствора
	Кислая рН < 7	Нейтральная рН = 7	Щелочная рН > 7
Лакмус	Красный	Синий	Синий
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый
Метиловый оранжевый	Розовый	Оранжевый	Желтый

Однако индикаторы дают не точное определение значения рН, поэтому современные измерения рН производятся при использовании электрохимических методов, точность которых составляет ±0,01 единицы рН.

Пример 1. Вычислить рН раствора, в котором концентрация ионов ОН^- равна 1∙10^-9 моль/л.

Решение. Из соотношения рН + рОН = 14 находим, что рН = 14 – рОН. Так как рОН = - lg [ОH^-], то рН = 14 – (-lg 10^-9) = 5.

1.3. Сильные и слабые электролиты

Перед тем как рассматривать процесс гидролиза необходимо вспомнить сильные и слабые кислоты и основания. Так как каждая соль это продукт взаимодействия кислоты и основания, то от того какими электролитами эта соль образована будет зависеть как она будет подвергаться гидролизу (табл. 2). К сильным электролитам относятся соединения, которые характеризуются степенью диссоциации α > 30%.

Таблица 2

Таблица сильных кислот и оснований

Кислоты	α %, в 0,1 н р-ре	Основания	α %, в 0,1 н р-ре
HCl HBr HJ HNO3 HClO4 H2SO4	92 92 92 92 92 58	NaOH KOH LiOH Ca(OH)2 Ba(OH)2	91 91 91 77 77

1.4. Гидролиз солей

Гидролизом называют реакции взаимодействия вещества с водой, приводящие к образованию слабых электролитов (кислот, оснований, кислых или основных солей). Результат гидролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации воды. Гидролизу подвержены соединения различных классов, но наиболее важным случаем является гидролиз солей. Соли, как правило, - сильные электролиты, которые подвергаются полной диссоциации на ионы и могут взаимодействовать с ионами воды.

Важнейшие случаи гидролиза солей:

1. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой. Например: NaCl – соль образованная сильным основанием NaOH и сильной кислотой HCl;

NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – молекулярное уравнение;

Na⁺ + Cl^- + HOH ↔ Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- – полное ионное уравнение;

HOH ↔ OH^- + H⁺ – сокращенное ионное уравнение.

Как видно из сокращенного ионного уравнения соль образованная сильным основанием и сильной кислотой, с водой не взаимодействует, т. е. не подвергается гидролизу, и среда при этом остается нейтральной.

2. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Например: NaNO₂ – соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой HNO₂, которая практически не диссоциирует на ионы.

NaNO₂ + HOH ↔ NaOH + HNO₂ ;

Na⁺ + NO₂ ^- + HOH ↔ Na⁺ + OH^- + HNO₂ ;

NO₂ ^- + HOH ↔ OH^- + HNO₂ .

В этом случае соль подвергается гидролизу, причем гидролиз идет по аниону, а катион в процессе гидролиза практически не участвует. Так как в результате гидролиза образуется щелочь, то в растворе находится избыток анионов OH^-. Раствор такой соли приобретает щелочную среду, т.е. рН > 7.

Соли, содержащие многозарядные ионы, подвергаются гидролизу в несколько стадий. Число стадий – определяется зарядом слабого иона. Например, соль Na₂CO₃ - образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂CO₃. Так как анион имеет заряд -2, эта соль будет подвергаться гидролизу в две ступени:

I ступень Na₂СO₃ + HOH ↔ NaOH + NaHCO₃ ;

CO₃ ^2- + HOH ↔ OH^- + HCO₃^- ;

II ступень NaHСO₃ + HOH ↔ NaOH + H₂CO₃ ;

HCO₃ ^- + HOH ↔ OH^- + H₂CO₃ .

При стандартных условиях и умеренном разбавлении раствора гидролиз солей протекает только по первой ступени. Вторая - подавляется продуктами, которые образуются на первой ступени. Накопление ионов OH^- влечет за собой смещение равновесия влево.

3. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Например: NH₄NO₃ – соль, образованная слабым основанием NH₄OH и сильной кислотой HNO₃.

NH₄NO₃ + HOH ↔ NH₄OH + HNO₃ ;

NH₄ ⁺ + HOH ↔ H⁺ + NH₄OH.

В этом случае соль подвергается гидролизу, причем гидролиз идет по катиону, а анион в процессе гидролиза практически не участвует. Раствор такой соли приобретает кислую среду, т.е. рН < 7.

Как и в предыдущем случае, соли многозарядных ионов гидролизуются по стадиям, хотя вторая стадия также подавляется.

I ступень Mg(NO₃)₂ + HOH ↔ MgOHNO₃ + HNO₃ ;

Mg ²⁺ + HOH ↔ MgOH⁺ + H⁺ ;

II ступень MgOHNO₃ + HOH ↔ Mg(OH)₂ + HNO₃ ;

MgOH⁺ + HOH ↔ Mg(OH)₂ + H⁺ .

4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Например: NH₄CN – соль, образованная слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой HCN.

NH₄CN + HOH ↔ NH₄OH + HCN ;

NH₄ ⁺ + CN^- + HOH ↔ NH₄OH + HCN.

В этом случае в гидролизе участвуют и катионы и анионы. Они связывают и водородные катионы, и гидроксо-анионы воды, образуя слабые электролиты (слабые кислоты и слабые основания). Реакция раствора таких солей может быть либо слабокислой (если основание, образовавшееся в результате гидролиза, является более слабым, чем кислота), либо слабощелочной (если основание окажется более сильным, чем кислота), либо будет нейтральной (если основание и кислота проявляют одинаковую силу).

При гидролизе соли многозарядных ионов I стадия не подавляет последующие, и гидролиз таких солей протекает полностью даже при комнатной температуре.

I ступень (NH₄)₂S + HOH ↔ NH₄OH + NH₄HS ;

2NH₄ ⁺ + S^2- + HOH ↔ NH₄OH + NH₄⁺ + HS^-;

II ступень NH₄HS + HOH ↔ NH₄OH + H₂S ↑ ;

NH₄ ⁺ + HS^- + HOH ↔ NH₄OH + H₂S.