1.3. Автопротолиз воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Гидролиз солей

Изучение данной темы способствует формированию следующих компетенций: ОК-1, ПК-2, ПК-3, ПК-5.

Теоретическое пояснение: электростатическое взаимодействие полярных молекул воды приводит к их самоионизации (автопротолизу): Н₂О + Н₂О  Н₃О⁺ + ОН^ или в упрощенной форме: Н₂О  Н⁺ + ОН^. При 25°С [Н⁺]^.[ОН^] = 1^.10^14, в чистой воде [Н⁺] = [ОН^] = 1^.10^7 моль/л.

В логарифмической форме: pH + pOH = 14 , в чистой воде: pH = pOH = 7, где pH =  lg [H⁺] , pOH =  lg [OH^], а [H⁺]  молярная концентрация ионов H⁺,

[OH^ ] – молярная концентрация ионов ОН^.

В растворе одноосновной сильной кислоты HAn ( = 1):

HAn  H⁺ + An^

[H⁺] = C(HАn); pH =  lg C(HАn)

В растворе однокислотного сильного основания KtOH ( = 1):

KtOH  Kt⁺ + OH^

[OH^] = C(KtOH); pOH =  lg C(KtOH)

pH = 14  pOH = 14 + lg C(KtOH).

В растворе одноосновной слабой кислоты: [H⁺] = C^. =;

pH=  lg C^. =  lg

В растворе однокислотного слабого основания: [OH^]= С^. =;

pOH =  lg C^.=  lg, pH = 14  pOH = 14 + lg C^. = 14 + lg

22

Если при растворении в воде соли образуется слабый электролит (слабая кислота, слабое основание или и то, и другое), то наблюдается ионный гидролиз, в результате которого равновесие Н₂О  Н⁺ + ОН^ смещается вправо. В растворе соли накапливаются ионы Н⁺ ([Н⁺] > [ОН^] – среда кислая) или ионы ОН^– ([Н⁺] < [ОН^]  среда щелочная). В логарифмической форме: pH < 7  кислая среда, pH > 7  щелочная среда.

Гидролиз, являясь обратимым процессом (частным случаем химического равновесия), количественно характеризуется константой гидролиза (K_гидр.) и степенью гидролиза (h): K_гидр. =. При 1 h  1, K_гидр. = h^2.C.

В случае гидролиза соли, образованной катионом сильногооснованияианионом слабой кислоты: K_гидр.= .

В случае гидролиза соли, образованной катионом слабогооснованияианионом сильной кислоты: K_гидр.= .

В случае гидролиза соли, образованной катионом слабого основанияи анионом слабой кислоты: K_гидр.=.

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислите pH и pOH 0,01 М раствора HCl, если  = 80 %.

Дано: C(HCl) = 0,01моль/л  = 80 % = 0,8 pH = ? pOH = ?

Решение: HCl  H+ + Cl [H+] = C(HCl). ; pH = lg [H+], pOH = 14  pH 1) [H+] = 0,01.0,8 = 8.103 (моль/л) 2) pH =  lg 8.103 = 3  lg 8 = 3  0,9 = 2,1 3) pOH = 14  2,1 = 11,9

Ответ: pH = 2,1; pОH = 11,9.

Пример 2. Вычислите рН 0,001 М раствора СНСООН, зная что К_а = 1,8^.10^5.

Дано: С(СН3СООН)=1.103 моль/л Ка = 1,8.105 рН = ?

Решение: СН3 СООН  СН3 СОО + Н+ рН =  lg [Н+]; [H+] =

1) [Н⁺] = = 1,35^.10^4 (моль/л)

2) рН = lg 1,35^.10^4 = 4  0,13 = 3,87

Ответ: рН = 3,87

23

Пример 3. Вычислите рН раствора, содержащего 0,4 г NaOH в 2 л раствора (= 100%).

Дано: m(NaOH) = 0,4 г V(p-pa) = 2 л  = 100% = 1 pH =?

Решение: NaOH  Na+ + OH pH = 14  pOH ; pOH =  lg [OH]; [OH] = C(NaOH) = 1) C(NaOH) == 0,005 (моль/л)

2) [OH^] = 0,005 моль/л

3) pOH =  lg 5^.10^3 = 3  lg 5 = 3  0,7 = 2,3

4) pH = 14  2,3 = 11,7

Ответ: рН = 11,7

Пример 4. Вычислите рН 0,1 М раствора NH₃, зная что K_b = 1,8^.10^5.

Дано: С(NH3) = 0,1 моль/л Kb = 1,8.10–5 рН = ?

Решение: NH3 + H2 O  NH4+ + OH pH = 14  pOH, рOH =  lg [OH] [OH] =

1) [OH^] = = 1,35^.10^–3 (моль/л)

2) pOH = 3  lg 1,35 = 3  0,13 = 2,87

3) pH = 14  2,87 = 11,13

Ответ: pH = 11,13

Пример 5. Запишите уравнения гидролиза солей: Na₃PO₄, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄. Вычислите константы гидролиза этих солей. Какая соль гидролизуется в большей степени? K_а1 = 7,1^.10^3, K_а2 = 6,2^.10^8, K_а3 = 5,0^.10^13.

Решение:

1) Na₃PO₄ + H₂O  Na₂HPO₄ + NaOH; + H₂O  + OH^

K_гидр.1 = = 2^.10^–2

2) Na₂HPO₄ + H₂O  NaH₂PO₄ + NaOH, + H₂O  + OH^

K_гидр.2 = = 1,6^.10^7

26

3) NaH₂PO₄ + H₂ O  H₃PO₄ +NaOH, + H₂O  H₃PO₄ + OH^

K_гидр.3 = = 1,4^.10^–18

Ответ: Na₃PO₄ гидролизуется в большей степени.

24

Лабораторная работа