I. Раствор слабой кислоты НА, концентрация – скисл, и ее соли с сильным основанием ВА, концентрация – ссоли. Например, ацетатный буфер – раствор уксусной кислоты и ацетата натрия: CH3COOH + CHgCOONa.
рН = рКкисл + lg(ссоли/скисл).
II. Раствор слабого основания ВOH, концентрация – сосн, и его соли с сильной кислотой ВА, концентрация – ссоли. Например, аммиачный буфер – раствор гидроксида аммония и хлорида аммония NH4OH + NH4Cl.
рН = 14 – рКосн – lg(ссоли/сосн).
6.7. Гидролиз солей
Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой с образованием слабого электролита.
Примеры уравнений реакций гидролиза.
I. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:
Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH
2Na+ + CO32- + H2O ↔ 2Na+ + HCO3¯ + OH¯
CO32- + H2O ↔ HCO3¯ + OH¯, pH > 7, щелочная среда.
По второй ступени гидролиз практически не идет.
II. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:
AlCl3 + H2O ↔ (AlOH)Cl2 + HCl
Al3+ + ЗCl¯ + H2O ↔ AlOH2+ + 2Cl¯ + Н+ + Cl¯
Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + Н+, рН < 7.
По второй ступени гидролиз идет меньше, а по третьей ступени практически не идет.
III. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой:
KNO3 + H2O ≠
К+ + NO3¯ + Н2O ≠ нет гидролиза, рН ≈ 7.
IV. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой:
CH3COONH4 + H2O ↔ CH3COOH + NH4OH
CH3COO¯ + NH4+ + H2O ↔ CH3COOH + NH4OH, рН = 7.
В ряде случаев, когда соль образована очень слабыми основаниями и кислотами, идет полный гидролиз. В таблице растворимости у таких солей символ – «разлагаются водой»:
Al2S3 + 6Н2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Возможность полного гидролиза следует учитывать в обменных реакциях:
Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4 + 3CO2↑
Степень гидролиза h – отношение концентрации гидролизованных молекул к общей концентрации растворенных молекул.
Для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой:
[OH¯] = ch, рOH = – lg[OH¯], рН = 14 – рOH.
Из выражения следует, что степень гидролиза h (т. е. гидролиз) увеличивается:
а) с увеличением температуры, так как увеличивается K(H2O);
б) с уменьшением диссоциации кислоты, образующей соль: чем слабее кислота, тем больше гидролиз;
в) с разбавлением: чем меньше с, тем больше гидролиз.
Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
[Н+] = ch, рН = – lg[H+].
Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой
6.8. Протолитическая теория кислот и оснований
Протолиз – процесс передачи протона.
Протолиты – кислоты и основания, отдающие и принимающие протоны.
Кислота – молекула или ион, способные отдавать протон. Каждой кислоте соответствует сопряженное с нею основание. Сила кислот характеризуется константой кислоты Кк.
Н2CO3 + Н2O ↔ Н3O+ + HCO3¯
Кк = 4 × 10-7
[Al(Н2O)6]3+ + Н2O ↔ [Al(Н2O)5OH]2+ + Н3O+
Кк = 9 × 10-6
Основание – молекула или ион, способные принимать протон. Каждому основанию соответствует сопряженная с ним кислота. Сила оснований характеризуется константой основания К0.
NH3 × Н2O (Н2O) ↔ NH4+ + OH¯
К0= 1,8 ×10-5
Амфолиты – протолиты, способные к отдаче и к присоединению протона.
HCO3¯ + H2O ↔ Н3O+ + CO32-
HCO3¯ – кислота.
HCO3¯ + H2O ↔ Н2CO3 + OH¯
HCO3¯ – основание.
Для воды: Н2O+ Н2O ↔ Н3O+ + OH¯
K(H2O) = [Н3O+][OH¯] = 10-14 и рН = – lg[H3O+].
Константы Кк и К0 для сопряженных кислот и оснований связаны между собой.
НА + Н2O ↔ Н3O+ + А¯,
А¯ + Н2O ↔ НА + OH¯,
Отсюда