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+] = Ск;
pH = -lg [H+] = -lg Ck.
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-] = Co;
pOH = -lg[OH-] = -lgCo.
рН = 14-рОН або рН = 14+ lgCo (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] = Ck
pH = ½ pKk - lgCk, де pKk –логарифм константи дисоціації кислоти з від’ємним знаком. Для 1 н. розчину слабкої кислоти Ck=1, а lg 1=0, формула для обчислення рН розчину 1 н. слабкої кислоти має вигляд:
рН= ½ pKk
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 = 1/2рКо = ½ lgСо
знаючи рОН, знаходять рН за рівнянням рН = 14-рОН.
Багатоосновні кислотидисоціюють 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-]/Cc
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++S2-+HOH↔NH4OH+HS-
Гідроліз відбувається практично повністю, тобто в розчині сульфіду амонію майже немає вільних іонів сірки S2-. 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.