Наприклад, дисоціацію такого індикатора як лакмус, можна описати рівнянням

НInd <=>Н⁺ + Ind^-

червоний синій

(кислотна форма) (лужна форма)

У нейтральному середовищі лакмус має фіолетовий колір. При додаванні кислоти рівновага згідно з принципом Ле Шательє зміщується ліворуч і розчин червоніє. В лужному середовищі іони Н⁺ зв’язуються іонами ОН^- у молекули Н₂О, внаслідок чого рівновага зміщується праворуч і розчин набуває синього кольору. Аналогічно діють і інші індикатори (метилоранж, фенолфталеїн). Властивості деяких кислотно-основних індикаторів наведені в таблиці 2.

Таблиця 2

Властивості деяких кислотно-основних індикаторів

Індикатор	Інтервал рН переходу кольору	Колір
		У кислому се-редовищі	У нейтраль-ному середо-вищі	У лужному середовищі
Метилоранж	3.1 - 4.4	червоний	оранжевий	жовтий
Лакмус	5 - 8	червоний	фіолетовий	синій
Фенолфталеін	8.3 - 10	безбарвний	безбарвний	малиновий

Буферні розчини. Буферними називаються розчини, рН яких не змінюється при додаванні незначної кількості сильної кислоти або лугу. Буферні розчини містять компоненти, що дисоціюють з утворенням однойменного іона, але відрізняються один від одного ступенем дисоціації. Основні види буферних розчинів: 1) слабка кислота та її сіль: ацетатний (СН₃СООН та СН₃СООNa), карбонатний (Н₂СО₃ та NaHCO₃); 2) слабка основа та її сіль: амонійний (NH₄OH та NH₄Cl); 3) дві кислі солі: фосфатний (NaH₂PO₄ та Na₂HPO₄); 4) кисла та середня сіль: карбонатний (NaHCO₃ та Na₂CO₃). Постійне значення рН буферних розчинів при додаванні кислоти або лугу пояснюється зв’язуванням введених іонів водню Н⁺ та гідроксид-іонів ОН^ компонентами буферного розчину у малодисоційовані сполуки. Так, компоненти карбонатної буферної системи (H₂CO₃ та NaHCO₃) дисоціюють:

H₂CO₃<=>H⁺ +HCO₃^-;

NaHCO₃Na⁺ +HCO₃^-.

При введенні в цей розчин кислоти іони Н⁺ будуть взаємодіяти з іонами НСО з утворенням вугільної кислоти Н₂СО₃, тобто рівновага дисоціації ву-гільної кислоти зміщується ліворуч, а рН розчину не змінюється.

При додаванні до цього буферного розчину невеликої кількості сильної основи, введені іони ОН^- взаємодіють з іонами Н⁺, які утворюються при дисо-ціації вугільної кислоти. Внаслідок цього утворюється малодисоційована спо-

лука — вода. Зниження концентрації іонів Н⁺ викликає зміщення рівноваги ди-соціації вугільної кислоти праворуч. Це забезпечує постійне значення рН роз-чину.

Константа дисоціації Н₂СО₃ за першим ступенем має вигляд:

Зважаючи на незначний ступінь дисоціації вугільної кислоти можна припустити: Підставляючи введені позна-чення у вираз константи дисоціації вугільної кислоти одержуємо:

, звідки

Звідси випливає, що величина рН буферного розчину залежить не від концен-трації кислоти та солі, а від співвідношення їхніх концентрацій. Тому при роз-веденні буферного розчину його рН залишається постійним.

Кислотно-основні рівноваги. Вперше теорія кислот та основ була сформульована у 1887р. С. Арреніусом. Згідно з нею кислотами є речовини, що дисоціюють з утворенням водневих іонів, а основами — речовини, що дають при дисоціації гідроксид-іони. Теорія Арреніуса справедлива лише для водних розчинів. Однак, вона не пояснює кислотно-основних властивостей в апротонних розчинниках, не здатних віддавати або приєднувати протон (бензол, ефіри).

Більш повною є протолітична теорія Бренстеда та Лоурі, згідно з якою кислота — це речовина, яка здатна віддавати протон, а основа — речовина, яка здатна приєднувати протон. З цього погляду розчин кислоти або основи у воді є системою, де існує рівновага між двома парами сполучених кислот і основ:

HCl + H₂O <=> Cl^ + H₃O⁺;

кислота1 основа2 основа1 кислота2

NH₃ + H₂O <=> NH₄⁺ + OH^¯.

основа1 кислота2 кислота1 основа2

В апротонних розчинниках кислоти і основи будуть знаходитися в неди-соційованому стані.

Теорія Бренстеда-Лоурі не поширюється на сполуки, які мають виражені ознаки кислот та основ, але нездатні ані приєднувати, ані відщеплювати прото-ни.

Існує також октетна теорія Льюіса, яка визначає кислоту як речовину, здатну приєднувати вільну електронну пару іншої речовини (акцептор електронів), а основу як речовину, що має таку вільну електронну пару (донор електронів).

Ще одна теорія кислотно-основних взаємодій, запропонована М.І. Усано-вичем. Відповідно до цієї теорії кислотами є речовини, здатні віддавати катіони або приєднувати аніони, а також електрони. До основ належать речовини, здат-ні приєднувати катіони або віддавати аніони. Так, в реакції

2Na+Cl₂ <=> 2Na⁺+ 2Cl^¯

натрій є основою, оскільки віддає електрони, а хлор — кислотою, оскільки приймає цей електрон.

Хоча ці теорії походять з різних передумов, вони не суперечать одна од-ній. Кожна з цих теорій аналізує ті особливості кислотно-основної взаємодії, яких інша теорія не торкається.

3.4. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Гідролізом солей називають реакції обміну між водою і розчиненими в ній солями, що супроводжуються зміною рН середовища внаслідок утворення слабкої кислоти (її кислої солі) або слабкої основи (її основної солі).

Гідроліз солей — це процес, зворотний процесу нейтралізації:

КА + НОН<=>КОН + НА.

сіль основа кислота

Необхідною умовою гідролізу солі є утворення принаймні одного слаб-кого електроліту (кислоти або основи), тому гідролізу зазнають солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою або сильною кислотою і слабкою осно-вою. Солі, утворені слабкою кислотою і слабкою основою, гідролізуються най-більш сильно. Іншими словами, гідролізує аніон або катіон слабкого елек-троліту.

1. Гідроліз солі слабкої кислоти і сильної основи (CH₃COONa, КCN, Na₂CO₃, CaS та ін.). У наведених прикладах солей гідролізують аніони слабких кислот:

СН₃СОО^¯ + НОН<=>СН₃СООН + ОН^¯;

CN^¯ + HOH<=>HCN + OH^¯.

На основі скорочених іонних рівнянь легко написати повні іонні рівняння, додавши в обидві частини рівнянь відповідні катіони: для СН₃СОО^- — це іон Na⁺, а для CN^- — іон К⁺:

Na⁺ + CH₃COO^¯ + HOH<=>CH₃COOH + OH^¯ + Na⁺;

К⁺ + CN^¯ + HOH<=>HCN +OH^¯ + К⁺.

У молекулярному вигляді гідроліз цих солей записується рівняннями:

CH₃COONa + H₂O<=>CH₃COOH + NaOH;

КСN + H₂O<=>HCN + КОН.

Солі, що містять багатозарядні аніони (СО₃^2-, S^2-, SiO₃^2- та ін.) гідролізу-ють ступінчасто (або за стадіями). Наприклад, для карбонатів:

CO₃^2- +HOH<=> HCO₃^-+OH^-;

HCO₃^-+ HOH<=> H₂CO₃+OH^-.

За першим ступенем гідролізу утворюються кислі іони НСО₃^- , для яких К_дис.=4,810^-11. За другим ступенем гідролізу утворюються молекули Н₂СО₃, для яких К_дис.=4,510^-7. Саме тому за стандартних умов і при незначному розведенні гідроліз іде практично за першим ступенем. Так, для Na₂CO₃ можна записати:

Na₂CO₃ + HOH<=>NaOH + NaHCO₃;

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

CO₃^2-+ HOH<=> HCO₃^- +OH^-.

Таким чином, для солей слабкої кислоти і сильної основи рівняння гідролізу в загальному вигляді можна записати так:

A^x- +HOH<=>HA^(х-1)- +OH^-.

Внаслідок гідролізу за аніоном, середовище стає лужним, рН>7.

2. Гідроліз солі сильної кислоти і слабкої основи (NH₄Cl, Cu(NO₃)₂, FeCl_3­ та ін.).

Причиною гідролізу солей цього типу є утворення слабкої основи або гідроксокатіонів.

У наведених прикладах солей гідролізують катіони слабких основ:

NH₄⁺ + H₂O<=>NH₄OH + H⁺;

Cu²⁺ + H₂O<=>CuOH⁺ + H⁺;

CuOH⁺ + H₂O<=>Cu(OH)₂ + H⁺.

У молекулярному вигляді гідроліз цих солей записується рівняннями:

NH₄Cl + H₂O<=>NH₄OH + HCl;

Cu(NO₃)₂ + H₂O<=>CuOHNO₃ + HNO₃;

CuOHNO₃ + H₂O<=>Cu(OH)₂ + HNO₃.

У загальному вигляді іонне рівняння процесу гідролізу за катіоном можна записати так:

K^z+ +HOH<=>KOH^(z-1)+ +H⁺.

Внаслідок нагромадження вільних іонів Н⁺ розчини таких солей є кислими, рН<7.

3. Гідроліз солі слабкої основи і слабкої кислоти (CH₃COONH₄, Mg(CN)₂, Fe₂S₃ та ін.).

Такі солі гідролізують сильніше попередніх, оскільки продуктами гі-дролізу є два слабких електроліти.

У загальному вигляді рівняння гідролізу за катіоном і аніоном можна за-писати так:

K^z+ +A^z- +HOH<=>KOH^(z-1)+ +HA^(z-1)-.

Для подібних солей не можливо передбачити характер розчину на основі іонного рівняння. Для цього необхідно провести розрахунок на підставі кон-стант дисоціації основи та кислоти, що утворюються.

Більшість солей цієї групи повністю розкладаються водою, тобто відбува-ється необоротний гідроліз. Наприклад:

Fe₂S₃ + 6H₂O  2Fe(OH)₃ + 3H₂S.

Повний гідроліз проходить у таких випадках, коли обидва продукти гідролізу видаляються з розчину.

Константа і ступінь гідролізу. У загальному вигляді процес гідролізу солі КА, утвореної сильною основою і слабкою кислотою має вигляд:

КА + НОН<=>КОН + НА

або

А^ + НОН<=>НА + ОН^.

Константу рівноваги останнього процесу можна записати у загальному вигляді:

Враховуючи постійне значення а_Н2О в розведених розчинах, зробимо за-міну К  а_Н2О=К_г , тоді

де К_г — константа гідролізу.

Оскільки

де К_Н2О — іонний добуток води;

К_НА — константа дисоціації слабкої кислоти.