Концентрація водневих іонів розчинів кислот і основ.

Сильні кислоти – це кіслоти, які в розведених розчинах практично повністю дисоціюють на іони. У випадку розведених розчинів одноосновних сильних кислот концентрація водневих іонів дорівнює концентрації кислоти:

[H⁺] = С_к;

pH = -lg [H⁺] = -lg C_k.

Сильні основи – це основи, які добре розчиняються у воді і в розведених розчинах практично повністю дисоціюють на іони. Вважаючи, що сильні основи повністю розпадаються в розведених розчинах на іони, концентрація гідроксильних іонів розведених розчинів сильних основ практично дорівнює концентрації основи:

[OH^-] = C_o;

pOH = -lg[OH^-] = -lgC_o.

рН = 14-рОН або рН = 14+ lgC_o (рівняння використовується для обчилення рН розведених розчинів сильних основ).

Слабкі кислоти – розчинені у воді, частково дисоціюють на іони, тому можна допустити, що концентрація недисоційованих молекул кислоти практично дорівнює загальній концентрації кислоти:

[HA] = C_k

pH = ½ pK_k - lgC_k, де pK_k –логарифм константи дисоціації кислоти з від’ємним знаком. Для 1 н. розчину слабкої кислоти C_k=1, а lg 1=0, формула для обчислення рН розчину 1 н. слабкої кислоти має вигляд:

рН= ½ pK_k

З рівняння витікає, що із зміною концентрації кислоти змінюється рН розчину.

Слабкі основи. Концентрацію гідроксильних іонів слабих основ рОН обчислюють так само, як і рН слабких кислот:

рОН = 1/2рК_о = ½ lgС_о

знаючи рОН, знаходять рН за рівнянням рН = 14-рОН.

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто. При обчисленні рН водного розчину багато основних слабких кислот треба брати до уваги лише першу константу дисоціації.

 

Концентрація водневих іонів розчинів солей.

Взаємодія іонів солей з водою, в результаті якої утворюється кислота або основа, називається гідролізом.

Причиною гідролізу є зв’язування катіонів водню аніонами слабкої кислоти або солі. Наслідком гідролізу є лужна реакція розчину.

Кількісною характеристикою гідролізу є ступінь гідролізу – число, яке показує, яка кількість іонів солі із загальної кількості прореагувала з водою. Ступінь гідролізу h:

h = [OH^-]/C_c

Залежно від характеру взаємодії з водою, всі солі можна поділити на чотири типи:

1) солі сильних кислот и сильних основ;

2) солі слабких кислот і сильних основ;

3) солі сильних кислот і слабких основ;

4) солі слабких кислот та слабких основ.

Солі першого типу не гідролізують.

Солі другого типу гідролізують, в результаті чого утворюються вільні іони гідроксилу, розчини таких солей мають слабко лужну реакцію. Чим більший ступінь гідролізу, тим рН розчину солі має більше значення.

Солі сильних кислот і слабких основ дисоціюють і гідролізують. Під час реакції утворюється слабка основа і виділяються іони водню, що зумовлюють кислу реакцію розчину. Чим далі відбувається гідроліз, тим більшою буде концентрація водневих іонів розчину.

Для солей слабких кислот і слабких основ характерний двосторонній гідроліз: з водою реагують і катіони, і аніони. реакція розчину може бути лужною, нейтральною або кислою залежно від відносної сили кислоти і основи, які утворюються. Концентрація водневих іонів розчину не вказує на величину ступеня гідролізу; остання може бути досить значною, незважаючи на нейтральну реакцію розчину.

Гідроліз солей четвертого типу відіграє значну роль в якісному аналізі. Наприклад:

Сульфід амонію (NH₄)₂S є груповим реактивом для катіонів третьої групи. Ця сіль гідролізує за рівнянням:

(NH₄)₂S + HOH↔NH₄OH + NH₄HS

або в іонному вигляді

NH₄⁺+S^2-+HOH↔NH₄OH+HS^-

Гідроліз відбувається практично повністю, тобто в розчині сульфіду амонію майже немає вільних іонів сірки S^2-. Сірководнева кислота дуже слабка, тому розчин сульфіду амонію має лужну реакцію.

Гідроліз солей зростає з підвищенням температури. Дисоціація води і концентрація іонів гідроксилу та іонів водню при цьому збільшується, тому взаємодія цих іонів з іонами солей полегшується.