Диссоциация воды. Водородный показатель — pH. Гидроксидный показатель — pОH.

Химически чистая вода обладает хотя и ничтожной, но измеримой электропроводностью, которая по сравнению с электропроводностью одномолярного раствора соляной кислоты меньше в 107 раз. Из этого следует, что вода в незначительной степени диссоциирует на ионы. Так, при комнатной температуре лишь примерно одна из 108 молекул находится в диссоциированной форме. Процесс электролитической диссоциации возможен благодаря достаточно высокой полярности связей O – H и наличию между молекулами воды системы водородных связей. Уравнение диссоциации воды записывается так:

2H₂O H₃O⁺ + OH^–

или более просто: Н₂О Н⁺ + ОН^-

Присутствие в воде ионов гидроксония (водорода) и гидроксида придают ей специфические свойства амфолита, т.е. способность выполнять функции слабой кислоты и слабого основания. Константа диссоциации воды как слабого электролита имеет следующее выражение:

(при 22 °С) Kw = =1,8·10^-16

где [H⁺] и [OH^–] – равновесные концентрации в моль/л соответственно катионов водорода, гидроксид-ионов и [H₂O] – равновесная концентрация воды. Учитывая, что степень диссоциации воды чрезвычайно мала, равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды [H₂O] вполне можно приравнять к общему количеству воды, заключающемуся в 1 л, т.е. можно принять:

[H₂O] =1000 / 18 =55.56 моль/л

Теперь Kw можно представить так:

Kw = [H⁺]·[OH^–] / [H₂O] = [H⁺]·[OH^–] / 55.56 =1,8·10^-16

отсюда [H⁺]·[OH^–] = (1,8·10^–16)·55,56 = 10^–14.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов (выраженных в моль/л) является константой не только для воды, но и для водных растворов солей, кислот, щелочей. Эта величина называется ионным произведением воды и обозначается через Kw.

Следовательно, Kw = [H⁺]·[OH^–] = 10^–14

Для нейтральных сред имеем: [H⁺] = [OH^–] = 10^–7 моль/л.

В кислых средах [H⁺] > [OH^–], а в щелочных [H⁺] < [OH^–]. При этом в любых средах произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов при данной температуре остается постоянным и равным 10^–14. Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, любую реакцию среды (нейтральную, кислую, щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов.

Для количественной характеристики реакции среды (кислая, щелочная) обычно приводят не концентрации водородных ионов, а применяют некоторый условный показатель, обозначаемый через pH и называемый водородным показателем. Он представляет собой десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с противоположным знаком pH = –lg [H⁺]: для нейтральной среды pH = 7; для кислой pH < 7; для щелочной pH > 7.Соответственно, pОH – гидроксидный показатель, pОH = -lg [ОН^-].

Для чистой воды pH = -lg 10^-7=7; pОH = -lg 10^-7=7

pH + pОH = 14

Определение pH имеет колоссальное значение в технике, в строительном деле, в пищевой промышленности, медицине. Обычно величину pH измеряют при помощи индикаторов – веществ, способных менять свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. Современные измерения pH производятся при использовании электрохимических методов, точность которых составляет ± 0,01 единицы pH.

Гидролиз солей

Гидролизом называют реакции взаимодействия вещества с водой, приводящие к образованию слабодиссоциирующих веществ: слабых кислот или оснований, кислых или основных солей.

Реакции гидролиза солей тоже относятся к реакциям ионного обмена. Эти реакции протекают за счет обмена между ионами растворимой соли и полярным растворителем – водой, молекула которой является диполем Н⁺– ОН^–. Результат гидролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации молекул воды за счет связывания либо ионов водорода либо ионов гидроксидной группы с ионом слабого электролита.. Рассмотрим важнейшие случаи гидролиза солей.

1. Соли образованные сильным основанием и слабой кислотой, т.е. соли типа KCN, CH₃COONa, Na₂CO₃, K₂CO₃, Na₂S, CaS, Na₂SO₃ и т.п.

KCN + HOH HCN + KOH

CN^-– + HOH HCN + OH^–

Продукты реакции: KOH – щелочь, хорошо диссоциирующая в водном растворе, а HCN – кислота слабая (α= 0,001), распадающаяся на ионы лишь в очень малой степени. Раствор приобретает щелочную реакцию, т.е. pH > 7.

Соли, содержащие многозарядные ионы, гидролизуются по стадиям:

На первой стадии образуется кислая соль:

Na₂CO₃+ HOH NaHCO₃ + NaOH;

CO₃^2-+HOH HCO₃^-+OH^-

На второй стадии образуются молекулы кислоты:

NaHCO₃ + НOH H₂CO₃ + NaOH;

HCO₃^-+HOH Н₂CO₃ + OH^-

Считают, что при стандартных условиях и умеренном разбавлении раствора гидролиз солей протекает по первой стадии.

2. Соли образованные слабым основанием и сильной кислотой. Сюда относятся NH₄Cl, NH₄NO₃, ZnCl₂, CuSO₄, Mn(NO₃)₂, AlCl₃ и др. В этом случае в процессе гидролиза главную роль играет катион соли. Анион же последней не связывает водородных ионов воды и практически в реакции гидролиза не участвует

NH₄Cl + HOH NH₄OH + HCl;

NH₄ ⁺+ HOH NH₄OH + H⁺;

Продукты реакции: NH₄OH – основание слабое, малодиссоциирующее; HCl– кислота сильная, распадается на ионы в высокой степени. Вследствие этого раствор приобретает кислую реакцию, т.е. pH < 7.

Как и в предыдущем случае, соли многозарядных ионов гидролизуются по стадиям.

На первой стадии образуются основная соль:

Mn(NO₃)₂ + HOH MnOHNO₃ + HNO₃;

Mn²⁺ + HOH MnOH⁺ + H⁺ и далее.

На второй стадии образуются молекулы основания:

MnOHNO₃ + HOH Mn(OH)₂ + HNO₃;

MgnOH⁺ + HOH Mn(OH)₂ + H⁺.

Как правило, вторая стадия гидролиза незначительна.

3. Соли образованные слабым основанием и слабой кислотой. Сюда можно отнести такие соли, как NH₄CN, CH₃COONH₄. В этом случае в гидролизе участвуют и катионы, и анионы; они связывают и водородные, и гидроксид-ионы воды, образуя слабые электролиты (слабые кислоты и слабые основания). Соли этого типа полностью разлагаются водой:

NH₄CN + HOH NH₄OH + HCN;

NH₄⁺ + CN^– + HOH NH₄OH + HCN.

Соли многозарядных ионов гидролизуются ступенчато:

Первая стадия:

(NH₄)₂ S + HOH NH₄HS + NH₄OH;

NH₄⁺+ HOH NH₄OH + H⁺;

S^2– + HOH HS^– + OH^–.

Вторая стадия:

NH₄HS + HOH H₂S + NH₄OH;

НS^– + HOH H₂S + OH^–.

Вторая стадия гидролиза незначительна.

Реакция раствора соли может быть либо слабо кислой (если основание, образовавшееся в результате гидролиза, является более слабым, чем кислота), либо слабо щелочной (если основание окажется более сильным, чем кислота), либо будет нейтральной (если основание и кислота проявляют одинаковую силу).

При повышении температуры раствора гидролиз соли сильно возрастает, это связано с тем, что при нагревании возрастает степень диссоциации воды. Это усиливает взаимодействие ионов H⁺ и OH^– с ионами соли.

Необратимому гидролизу с образованием нерастворимых в воде гидроксидов (или гидроксосолей) и выделением газа подвергаются сульфиды и карбонаты некоторых металлов (Cr³⁺, Al³⁺, Fe³⁺, Co²⁺, Cd²⁺, Zn²⁺, Mn²⁺, Ni²⁺ и др.).

Например:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S­;

2CdCO₃ + H₂O = (CdOH)₂CO₃↓ + CO₂­;

Cr₂(CO₃)₃ + 3H₂O = 2Cr(OH)₃↓ + 3CO₂­.

4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются: NaCl, KJ, Na₂SO₄, Ba(NO₃)₂ и т. д.

Изучив теоретический материал, приступают к экспериментальной части.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Реакции среды растворов различных средних солей

В шесть пробирок добавьте по одному микрошпателю солей: в первую – ацетата натрия CH₃COONa, во вторую – хлорида алюминия AlCl₃, в третью – силиката натрия Na₂SiO₃, в четвертую – карбоната аммония (NH₄)₂CO₃, в пятую – хлорида калия KCl. Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной. Во все пробирки на 1/3 объема налейте дистиллированной воды и по 5 капель лакмуса. Размешайте раствор в каждой пробирке стеклянной палочкой.

Наблюдения:

Вывод:

Напишите уравнение гидролиза солей в ионно-молекулярном виде.

Опыт 2. Особые случаи полного (необратимого) гидролиза

В две пробирки налейте по 1 мл хлорида алюминия. В одну из пробирок добавьте такой же объем раствора сульфида аммония, в другую – раствора карбоната натрия. Наблюдают в обеих пробирках выпадение осадка гидроксида алюминия, сопровождающееся в первом случае выделением газообразного сероводорода (отметьте запах), во втором – пузырьков диоксида углерода.

Наблюдения:

Вывод:

Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

Лабораторная работа 3. Химическая кинетика и равновесие