Главная | Обратная связь

КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ ИНДИКАТОРЫ

 

Вещества, изменяющие окраску при изменении реакции среды, – индикаторы – чаще всего сложные органические соединения – слабые кислоты или слабые основания. Схематично состав индикаторов можно выразить формулами НInd или IndOH, где Ind – сложный органический анион или катион индикатора.

Практически индикаторы применяли давно, но первая попытка в объяснении их действия была сделана в 1894 году Оствальдом, создавшим так называемую ионную теорию. Согласно этой теории, недиссоциированные молекулы индикатора и его Ind–ионы имеют в растворе разную окраску, и окраска раствора изменяется в зависимости от положения равновесия диссоциации индикатора. Например, фенолфталеин (кислотный индикатор) имеет молекулы бесцветные, а анионы малиновые; метилоранж (основной индикатор) – желтые молекулы и красные катионы.

фенолфталеин метилоранж

HInd H⁺ + Ind^– IndOH Ind⁺ + OH^–

бесцв. малинов. желт. красн.

Изменение [H⁺] в соответствии с принципом Ле-Шателье приводит к смещениию равновесия вправо или влево.

Согласно хромофорной теории (Ганч), появившейся позднее, изменение окраски индикаторов связано с обратимой перегруппировкой атомов в молекуле органического соединения. Такая обратимая перегруппировка в органической химии называется таутомерией. Если в результате таутомерного изменения строения в молекуле органического соединения появляются особые группировки, называемые хромофорами, то органическое вещество приобретает окраску. Хромофорами называются группы атомов, которые содержат одну или несколько кратных связей, вызывающие избирательное поглощение электромагнитных колебаний в УФ области. В роли хромофорных групп могут выступать группировки атомов и связей, как −N=N− , =С=S , −N=О, хиноидные структуры и т.д.

Когда таутомерное превращение ведет к изменению строения хромофора – окраска изменяется; если же после перегруппировки молекула не содержит более хромофора – окраска исчезнет.

Современные представления основывываются на ионно-хромофорной теории, согласно которой изменение окраски индикаторов обусловлено переходом из ионной формы в молекулярную, и наоборот, сопровождающегося изменением структуры индикаторов. Таким образом, один и тот же индикатор может существовать в двух формах с разным строением молекул, причем эти формы могут переходить одна в другую, и в растворе между ними устанавливается равновесие.

В качестве примера можно рассмотреть структурные изменения в молекулах типичных кислотно-основных индикаторов – фенолфталеина и метилового оранжевого под действием растворов щелочей и кислот (при различных значениях рН).

Реакция, в результате которой, благодаря таутомерной перестройке структуры молекулы фенолфталеина в ней возникает хромофорная группировка, обусловливающая появление окраски, протекает согласно следующему уравнению:

бесцветный бесцветный бесцветный

малиновый

 

Индикаторы, как слабые электролиты, имеют малые величины констант диссоциации. Например, К_д фенолфталеина равна 2∙10^-10 и в нейтральных средах он находится преимущественно в виде своих молекул вследствие очень малой концентрации ионов, почему и остается бесцветным. При добавлении щелочи Н⁺-ионы фенолфталеина связываются, «стягиваются» с ОН^–-ионами щелочи, образуя молекулы воды, и положение равновесия диссоциации индикатора смещается вправо – в сторону увеличения концентрации Ind^–-ионов. В щелочной среде образуется двунатриевая соль, имеющая хиноидное строение, что вызывает окраску индикатора. Смещение равновесия между таутомерными формами происходит постепенно. Поэтому и цвет индикатора изменяется не сразу, а переходя через смешанную окраску к цвету анионов. При добавлении в этот же раствор кислоты одновременно с нейтрализацией щелочи – при достаточной концентрации Н⁺-ионов – положение равновесия диссоциации индикатора смещается влево, в сторону моляризации, раствор снова обесцвечивается.

Аналогично происходит изменение окраски метилоранжа: нейтральные молекулы метилоранжа придают раствору желтый цвет, который в результате протонирования переходит в красный, соответствующий хиноидной структуре. Этот переход наблюдается в интервале рН 4.4–3.1:

желтый красный

 

Таким образом, окраска индикаторов зависит от рН-среды. Интенсивность окраски таких индикаторов достаточно велика и хорошо заметна даже при введении небольшого количества индикатора, не способного существенно повлиять на рН раствора.

Раствор, содержащий индикатор, непрерывно изменяет свою окраску при изменении рН. Человеческий глаз, однако, не очень чувствителен к таким изменениям. Диапазон, в котором наблюдается изменение окраски индикатора, определяется физиологическими пределами восприятия цвета человеческим глазом. При нормальном зрении глаз способен различить присутствие одной окраски в смеси ее с другой окраской только при наличии как минимум некоторой пороговой плотности первой окраски: изменение окраски индикатора воспринимается только в той области, где имеется 5-10-кратный избыток одной формы по отношению к другой. Рассматривая в качестве примера HInd и характеризуя состояние равновесия

HInd H⁺ + Ind^–

соответствующей константой

,

можно написать, что индикатор проявляет свою чисто кислотную окраску, обычно улавливаемую наблюдателем, при

,

а чисто щелочную окраску при

.

Внутри интервала, определяемого этими величинами, проявляется смешанная окраска индикатора.

Таким образом, глаз наблюдателя различает изменение окраски лишь при изменении реакции среды в интервале около 2-х единиц рН. Например, у фенолфталеина этот интервал рН от 8,2 до 10,5: при рН=8,2 глаз наблюдает начало появления розовой окраски, которая все усиливается до значения рН=10,5, а при рН=10,5 усиление красной окраски уже незаметно. Этот интервал значений рН, в котором глаз различает изменение окраски индикатора, называют интервалом перехода окраски индикатора. Для метилового оранжевого К_Д = 1,65·10^-4 и рК = 3,8. Это означает, что при рН = 3,8 нейтральная и диссоциированные формы находятся в равновесии в приблизительно равных концентрациях.

Указанный диапазон рН величиной приблизительно в 2 единицы для различных индикаторов не приходится на одну и ту же область шкалы рН, так как его положение зависит от конкретного значения константы диссоциации каждого индикатора: чем более сильная кислота HInd , тем в более кислой области находится интервал перехода индикатора. В табл. 18 приведены интервалы перехода и цвета наиболее распространенных кислотно-основных индикаторов.

Для более точного определения значения pH растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый "Универсальный индикатор Кольтгоффа"). Полоску индикаторной бумаги обмакивают в исследуемый раствор, кладут на белую непромокаемую подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для pH.

Таблица 18.

Интервалы перехода и окраска в различных средах

наиболее распространенных кислотно-основных индикаторов

Название	Цвет индикатора в различных средах
Фенолфталеин	бесцветный рН < 8	бледно- малиновый 8.0 < pH < 9.8	малиновый pH > 9.8
Лакмус	красный рН < 5	фиолетовый 5 < рН < 8	синий рН > 8
Метиловый оранжевый	красный рН < 3.1	оранжевый	желтый
3.1< рН < 4.4	рН > 4.4
Метиловый фиолетовый	жёлтый рН = 0	фиолетовый рН > 3
Бромкрезоловый зелёный	жёлтый рН < 3,8	синий рН > 5,6
Бромтимоловый	жёлтый	синий pH > 7,7
рН < 6
Тимоловый синий	красный рН < 0,5	жёлтый 2,5 < pH < 7,9	синий pH > 7,9

 

ГИДРОЛИЗ

 

Особое место среди обменных реакций занимает гидролиз. В общем случае гидролиз – это разложение веществ водой. Вода – одно из самых активных веществ. Она действует на самые различные классы соединений: соли, углеводы, белки, эфиры, жиры и т. д. При гидролизе соединений неметаллов обычно образуются две кислоты, например:

PCl₃ + 3 H₂O = H₃PO₃ + 3 HCl

При этом изменяется кислотность растворов по сравнению с кислотностью растворителя.

В неорганической химии чаще всего приходится иметь дело с гидролизом солей, т.е. с обменным взаимодействием ионов соли с молекулами воды, в результате которого смещается равновесие электролитической диссоциации воды.

Гидролизом солиназывается обратимое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к изменению равновесия между ионами водорода и гидроксида в растворе.

Гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой в водном растворе. Чем значительнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз. Упрощенно сущность процесса гидролиза можно представить следующим образом.

Катионы Кⁿ⁺ связываются в растворе с гидратирующими их молекулами воды донорно-акцепторной связью; донором являются атомы кислорода молекулы воды, имеющие две неподеленные электронные пары, акцептором - катионы, имеющие свободные атомные орбитали. Чем больше заряд катиона и чем меньше его размер, тем значительнее поляризующее действие Кⁿ⁺ на Н₂O.

Анионы Аn‾ связываются с молекулами воды водородной связью. Сильное воздействие анионов может привести к полному отрыву протона от молекулы Н₂O – водородная связь становится ковалентной. В результате образуется кислота или анион типа HS‾, НСО₃‾ и т. п.

Взаимодействие анионов An‾ с протонами тем значительнее, чем больше заряд аниона и меньше его радиус. Таким образом, интенсивность взаимодействия вещества с водой определяется силой поляризующего влияния Кⁿ⁺ и Аn‾ на молекулы Н₂O. Так, катионы элементов побочных подгрупп и непосредственно следующих за ними элементов подвергаются более интенсивному гидролизу, чем другие ионы одинаковых с ними заряда и радиуса, так как ядра первых менее эффективно экранируются d-электронами.

Гидролиз – процесс обратный реакции нейтрализации. Если реакция нейтрализации процесс экзотермический и необратимый, то гидролиз – процесс эндотермический и обратимый.

Реакция нейтрализации:

2 KOH + H₂SO₃ → K₂SO₃ + 2 H₂O

сильный слабый сильный слабый

2 OH‾ + H₂SO₃ = SO₃^2- + 2 H₂O

Реакция гидролиза:

K₂SO₃+ H₂O ↔ KOH + KHSO₃

SO₃^2- + HOH ↔ HSO₃‾ + OH‾

При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов (Н⁺ или ОН^-) в слабый электролит соли. При связывании ионов Н⁺ в растворе накапливаются ионы ОН⁻, реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов ОН⁻ накапливаются ионы Н⁺ - среда будет кислая.

Различают четыре варианта действия воды на соли.

1. Если катионы и анионы имеют небольшие заряды и большие размеры, то их поляризующее влияние на молекулы воды невелико, т. е. взаимодействие соли с H₂O практически не происходит. Это относится к катионам, гидроксиды которых являются щелочами (например, K⁺ и Са²⁺) и к анионам сильных кислот (например, Сl‾ и NО₃‾). Следовательно, соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. В этом случае равновесие диссоциации воды

H₂O ↔ H⁺+ OH‾

в присутствии ионов соли практически не нарушается. Поэтому растворы таких солей нейтральны (pH ≈ 7).

2. Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (S^2-, CO₃^2-, CN‾ и др.), то происходит гидролиз по аниону. Пример – гидролиз соли СН₃СООК. Ионы соли СН₃СОО⁻ и К⁺ взаимодействуют с ионами Н⁺ и ОН⁻ из воды. При этом ацетат-ионы (СН₃СОО⁻) связываются с ионами водорода (Н⁺) в молекулы слабого электролита - уксусной кислоты (CH₃COOH), а ионы ОН⁻ накапливаются в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К⁺ не могут связать ионы ОН⁻ (КОН является сильным электролитом), pH> 7.

Молекулярное уравнение гидролиза:

СН₃СООК + H₂O↔КОН + СН₃ООН

Полное ионное уравнение гидролиза:

К⁺ + СН₃СОО⁻ + НОН ↔ K⁺ + ОН⁻ + СН₃СООН

сокращенное ионное уравнение гидролиза:

СН₃СОО⁻ + НОН ↔ ОН⁻ + СН₃СООН

Гидролиз соли Na₂S протекает ступенчато. Соль образована сильным основанием (NaOH) и слабой двухосновной кислотой (H₂S). В этом случае анион соли S²⁻ связывает ионы Н⁺ воды, в растворе накапливаются ионы ОН⁻. Уравнение в сокращенной ионной и молекулярной форме имеет вид:

I. S²⁻ + НОН↔ HS⁻ + ОН⁻

Na₂S + Н₂О ↔ NaHS + NaOH

II. HS⁻ + НОН ↔ H₂S + ОН⁻

NaHS + Н₂О ↔NaOH + H₂S

Вторая ступень гидролиза практически не проходит при обычных условиях, так как, накапливаясь, ионы ОН⁻ сообщают раствору сильнощелочную реакцию, что приводит к реакции нейтрализации, сдвигу равновесия влево в соответствии с принципом Ле Шателье. Поэтому гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, подавляется прибавлением щелочи.

Чем больше поляризующее влияние анионов, тем интенсивнее гидролиз. В соответствии с законом действия масс это означает, что гидролиз протекает тем интенсивнее, чем слабее кислота.

3. Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, то происходит гидролиз по катиону. Например, это имеет место при гидролизе соли NH₄Cl (NH₄ОH - слабое основание, НСl - сильная кислота). Отбросим ион Сl⁻, так как он с катионом воды дает сильный электролит, тогда уравнение гидролиза примет следующий вид:

NH₄⁺ + НОН ↔ NH₄OH + Н⁺ (сокращенное ионное уравнение)

NH₄Cl + Н₂О ↔ NH₄OH + НСl (молекулярное уравнение)

Из сокращенного уравнения видно, что ионы ОН⁻ воды связываются в слабый электролит, ионы Н⁺ накапливаются в растворе и cреда становится кислой (pH < 7). Добавление кислоты к раствору (введение продукта реакции катионов H⁺) сдвигает равновесие влево.

Гидролиз соли, образованной многокислотным основанием (например, Zn(NO₃)₂) протекает ступенчато по катиону слабого основания.

I. Zn²⁺ + НОН ↔ ZnOH⁺ + H⁺(сокращенное ионное уравнение)

Zn(NO₃)₂ + Н₂О ↔ ZnOHNO₃ + HNO₃ (молекулярное уравнение)

Ионы ОН⁻ связываются в слабое основание ZnOH⁺, ионы Н⁺ накапливаются.

Вторая ступень гидролиза практически не происходит при обычных условиях, так как в результате накопления ионов H⁺ в растворе создается сильнокислая среда и равновесие реакции гидролиза по 2-ой ступени смещено влево:

II. ZnOH⁺ + НОН ↔ Zn(OH)₂ + H⁺ (сокращенное ионное уравнение)

ZnOHNO₃ + Н₂О ↔ Zn(OH)₂ + HNO₃ (молекулярное уравнение)

Очевидно, чем слабее основание, тем полнее идет гидролиз.

4. Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу по катиону и по аниону. Примером служит процесс гидролиза соли СН₃СООNH₄. Запишем уравнение в ионной форме:

NH₄⁺ + CH₃COO⁻ + НОН ↔ NH₄OH + СН₃СООН

Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его образуются и слабое основание, и слабая кислота.

Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, т.е. от их констант диссоциации (K_Д):

─ если K_Д (основания) > K_Д (кислоты) , то pH > 7;

─ если K_Д (основания) < K_Д (кислоты), то pH < 7.

В случае гидролиза CH₃COONH₄:

K_Д (NH₄OH) = 1,8·10^-5; K_Д (CH₃COOH)=1,8·10^-5,

поэтому реакция водного раствора этой соли будет почти нейтральной (pH ≈ 7).

Если основание и кислота, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то в этом случае гидролиз соли протекает по всем ступеням до конца, т.е. до образования слабого труднорастворимого основания и слабой кислоты. В этом случае речь идет о необратимом или полном гидролизе.

Именно полный гидролиз является причиной того, что водные растворы некоторых солей приготовить нельзя, например Сr₂(CO₃)₃, Al₂S₃ и др. Например:

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Поэтому сульфид алюминия не может существовать в виде водных растворов, может быть получен только "сухим способом", например, из элементов при высокой температуре:

2Al + 3S –^t°→ Al₂S₃,

и должен храниться в герметических сосудах, исключающих попадание влаги.

Реакцией обмена в водном растворе такие соединения нельзя получить. При взаимодействии солей А1³⁺, Сr³⁺ и Fe³⁺ в растворе с сульфидами и карбонатами в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды:

2AlCl₃ +3Na₂S +6Н₂О → 3Н₂S↑ + 2Аl(ОН)₃↓ +6NaCl

2CrCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Сr(ОН)₃↓ + 3СO₂↑ + 6NaCl

В рассмотренных примерах происходит взаимное усиление гидролиза двух солей (АlСl₃ и Na₂S или СrСl₃ и Nа₂СО₃) и реакция идет до конца, так как продукты реакции выделяются из раствора в виде осадка и газа.

Гидролиз солей в ряде случаев может протекать очень сложно. (Простые уравнения реакции гидролиза в общепринятой записи часто являются условными.) Продукты гидролиза можно установить лишь на основании аналитического исследования. К примеру, продуктами гидролиза солей, содержащих многозарядные катионы, могут быть полиядерные комплексы. Так, если в раствоpax Hg²⁺ содержатся только одноядерные комплексы, то в растворах Fe³⁺ помимо комплексов [FeOH]²⁺ и [Fe(OH)₂]⁺ обнаруживается двухъядерный комплекс [Fe₂(OH)₂]⁴⁺; в растворах Ве²⁺ в основном образуются многоядерные комплексы состава [Ве₃(OH)₃]³⁺; в растворах Sn²⁺ образуются комплексные ионы [Sn₃(OH)₄]²⁺, [Sn₂(OH)₂]²⁺, [SnOH]⁺; в растворах Bi³⁺ наряду с [ВiOН]²⁺ находятся комплексные ионы состава [Bi₆(OH)₁₂]⁶⁺. Реакции гидролиза, приводящие к образованию полиядерных комплексов, можно представить следующим образом:

mM^k+ + nH₂О ↔ М_m(OН)_n^{(mk - n)+} + nН⁺,

где m изменяется от 1 до 9, а n может принимать значения от 1 до 15. Такого рода реакции возможны для катионов более чем 30 элементов. Установлено, что каждому заряду иона в большинстве случаев отвечает определенная форма комплекса. Так, для ионов М²⁺ характерна форма димеров [M₂(OH)]³⁺, для ионов М³⁺ – [M²(OH)₂]⁴⁺, а для М⁴⁺ – форма [M₂(OH)₃]⁵⁺ и более сложные, например [Zr₄(OH)₈]⁸⁺ .

При высоких температурах и больших значениях рН образуются и оксокомплексы:

2MOH ↔ MOM + H₂O или

Например,

BiCl₃ + H₂O « Bi(OH)₂Cl + 2HCl

Катион Bi(OH)₂⁺ легко теряет молекулу воды, образуя катион висмутила ВiO⁺, который с хлорид-ионом дает белый кристаллический осадок:

Bi(OH)₂Cl ®BiOCl↓ + H₂O.

Структурно полиядерные комплексы можно представить в виде октаэдров, соединенных между собой по вершине, ребру или грани посредством различных мостиков (О, ОН и др.).

Сложный состав имеют продукты гидролиза карбонатов ряда металлов. Так, при взаимодействии растворимых солей Mg²⁺, Cu²⁺, Zn²⁺, Рb²⁺ с карбонатом натрия образуются не средние карбонаты, а менее растворимые гидроксокарбонаты, например Сu₂(ОН)₂СО₃, Zn₅(ОН)₆(СО₃)₂, Рb₃(ОН)₂(СО₃)₂. В качестве примера можно привести реакции:

5MgSO₄ + 5Na₂CO₃ + Н₂O → Мg₅(ОН)₂(СО₃)₄↓ + 5Na₂SO₄ + СO₂↑

2Cu(NO₃)₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O → Cu₂(OH)₂CO₃↓ + 4NaNO₃ + CO₂↑

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза К_Г.

Степень гидролиза показывает, какая часть соли, содержащаяся в растворе (С_М), подверглась гидролизу (С_Мгид) и рассчитывается как отношение:

h=С_{М гид} / С_М (100%).

Очевидно, что для обратимого процесса гидролиза h < 1 (<100%), а для необратимого гидролиза h = 1 (100%). Кроме природы соли, степень гидролиза зависит от концентрации соли и температуры раствора.

В растворах с умеренной концентрацией растворенного вещества степень гидролиза при комнатной температуре обычно невелика. Для солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, она практически равна нулю; для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой или сильным основанием и слабой кислотой, она составляет ≈ 1%. Так, для 0,01 М раствора NH₄Cl h = 0,01%; для 0,1 н. раствора CH₃COONH₄ h ≈ 0,5%.

Гидролиз – процесс обратимый, поэтому к нему применим закон действующих масс.

Константа гидролиза есть константа равновесия процесса гидролиза, и по своему физическому смыслу определяет степень необратимости гидролиза. Чем больше К_Г, тем необратимее гидролиз. К_Г имеет свое выражение для каждого случая гидролиза.

Выведем выражение для константы гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания на примере NaCN:

NaCN + H₂O ↔ NaOH + HCN;

Na⁺+ CN^–+H₂O ↔ Na⁺+ OH^–+ HCN;

CN^–+ H₂O ↔ HCN + OH^–

К_равн = [HCN][OH^–] / [CN^–][H₂O].

[H₂O] имеет наибольшую величину, которая в ходе реакции практически не изменяется, поэтому ее можно условно считать постоянной. Тогда помножив числитель и знаменатель на концентрацию протонов и введя постоянную концентрацию воды в константу, получим:

К_равн [H₂O] = K_W / К_Д(кисл) = K_Г

так как [HCN] / [H⁺][CN^–] = 1/ К_Д(кисл)

Поскольку K_Wвеличина постояннаяи равна 10^-14 , очевидно, что чем меньше К_Д слабой кислоты, анион которой входит в состав соли, тем больше K_Г.

Аналогично, для соли, гидролизующейся по катиону (например NH₄Cl), получим:

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺ (сокращенное уравнение гидролиза)

К_равн = [NH₄OH][H⁺] / [NH₄⁺][H₂O]

K_Г = К_равн [H₂O] = K_W / К_Д(осн)

В этом выражении числитель и знаменатель дроби умножили на [OH^–]. Очевидно, что чем меньше К_Д слабого основания, катион которого входит в состав соли, тем больше K_Г.

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой (на примере NH₄CN), то сокращенное уравнение гидролиза имеет вид:

NH₄⁺ + CN^–+ H₂O ↔ NH₄OH + HCN

К_равн = [NH₄OH] [HCN] / [NH₄⁺][CN^–],

В этом выражении для К_равн числитель и знаменатель дроби умножаем на [H⁺]·[OH^–], поэтому выражение для K_Г принимает вид:

K_Г = K_W / (К_{Д(кислоты)} К_Д(осн)).

Как следует из приведенных выражений, константа гидролиза обратно пропорциональна константе диссоциации слабого электролита, участвующего в образовании соли (если в образовании соли участвуют два слабых электролита, то K_Г обратно пропорциональна произведению их констант диссоциации).

Рассмотрим гидролиз многозарядного иона. Возьмем Na₂CO₃.

I. CO₃^2- + H₂O « HCO₃^–+ OH^–

K_Г(I) = [HCO₃^–][OH^–] / [CO₃^2-][H₂O] × ([H⁺] / [H⁺]) = K_W / К_Д(II),

то есть в выражение для константы гидролиза по первой ступени в знаменатель входит вторая константа диссоциации, и для второй ступени гидролиза

II. HCO₃^–+ H₂O « H₂CO₃+ OH^–

K_Г(II) = [H₂CO₃][OH^–] / [HCO₃^–][H₂O] × ([H⁺] / [H⁺]) = K_W / К_Д(I)

K_Д(I) = 4×10^-7 K_Д(II) = 2.5×10^-8

K_Г(II) = 5.6×10^-11 K_Г(I) = 1.8×10^-4

Таким образом, K_Г(I) >> K_Г(II), константа, а следовательно, и степень первой стадии гидролиза много больше последующих.

Степень гидролиза является величиной аналогичной степени диссоциации. Взаимосвязь степени и константы гидролиза аналогична таковой для степени и константы диссоциации.

Если в общем случае исходную концентрацию аниона слабой кислоты обозначить через С_о (моль/л), то С_оh (моль/л) – концентрация той части аниона A^–, которая подверглась гидролизу и образовалось С_оh (моль/л) слабой кислоты HA и С_оh (моль/л) гидроксидных групп.

A^– + H₂O ↔ HA + OH^–,

С_о-С_оh С_оh С_оh

тогда K_Г = [HA][OH^–] / [A^–] = С_оh·С_оh / (С_о-С_оh) = С_оh² / (1-h).

При h << 1 K_Г = С_оh² h = √К_Д / С_о.

Очень похоже на закон разбавления Оствальда.

Можно рассчитать pH раствора, если известны С_о и h. Учитывая, что

[HA] = [OH^–] = С_оh, получим:

K_Г = С_оh·С_оh / С_о = [OH^–]²/ С_о, откуда

[OH^–] = √К_Г·С_о.

Аналогично, можно показать, что при гидролизе по катиону

[H⁺] = √К_Г·С_о.

Таким образом, способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:

─ свойств ионов, образующих соль;

─ внешних факторов.

Как сдвинуть равновесие гидролиза?

1) Добавление одноименных ионов. Поскольку при обратимом гидролизе устанавливается динамическое равновесие, то в соответствии с законом действия масс равновесие можно сместить в ту или иную сторону введением в раствор кислоты или основания. Введение кислоты (катионов Н⁺) подавляет гидролиз по катиону, добавление щелочи (анионов OH^–) подавляет гидролиз по аниону. Этим часто пользуются для усиления или подавления процесса гидролиза.

2) Из формулы для h видно, что разбавление способствует гидролизу. Рост степени гидролиза карбоната натрия

Na₂CO₃ + НОН ↔ NaHCO₃ + NaOH

при разбавлении раствора иллюстрирует рис. 20.

 

 

Рис. 20. Зависимость степени гидролиза Na₂CO₃ от разбавления при 20°С

 

 

3) Повышение температуры способствует гидролизу. Константа диссоциации воды увеличивается при повышении температуры в большей степени, чем константы диссоциации продуктов гидролиза - слабых кислот и оснований, поэтому при нагревании степень гидролиза возрастает. К этому выводу легко прийти и иначе: так как реакция нейтрализации экзотермична (DH= –56 кДж/моль), то гидролиз, будучи противоположным ей процессом, эндотермичен, поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье нагревание вызывает усиление гидролиза. Рис. 21 иллюстрирует влияние температуры на гидролиз хлорида хрома (III)

СrСl₃ + НОН ↔ CrOHCl₂ + НСl

Рис. 21. Зависимость степени гидролиза СrСl₃ от температуры

 

В химической практике весьма распространен гидролиз по катиону солей, образованных многозарядным катионом и однозарядным анионом, например АlС1₃. В растворах этих солей менее диссоциированное соединение образуется в результате присоединения одного гидроксид-иона к иону металла. Учитывая, что ион Аl³⁺ в растворе гидратирован, первую стадию гидролиза можно выразить уравнением

[Al(H₂O)₆]³⁺ + HOH ↔ [Al(H₂O)₅OH]²⁺ + H₃O⁺

При обычной температуре гидролиз солей многозарядных катионов практически ограничивается этой стадией. При нагревании происходит гидролиз по второй ступени:

[Al(H₂O)₅OH]²⁺ + HOH ↔ [Al(H₂O)₄(OH)₂]⁺ + H₃O⁺

Таким образом, кислая реакция водного раствора соли объясняется тем, что гидратированный катион теряет протон и аквагруппа Н₂O превращается в гидроксогруппу ОН‾. В рассмотренном процессе могут образоваться и более сложные комплексы, например [Al₆(OH)₁₅]³⁺, а также комплексные ионы вида [AlO(OH)₄]^3- и [АlO₂(ОН)₂]^3-. Содержание различных продуктов гидролиза зависит от условий проведения реакции (концентрация раствора, температура, присутствие других веществ). Имеет значение также длительность протекания процесса, так как равновесие при гидролизе солей многозарядных катионов обычно достигается медленно.

 

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

 

В лабораторной практике часто требуется применять растворы с вполне определенным и постоянным значением рН. Очень разбавленные растворы кислот или щелочей с постоянным значением рН нельзя получить путем разбавления растворов сильных кислот или оснований, так как незначительные количества СO₂ из воздуха, щелочей из стекла посуды или незначительных примесей кислотного или основного характера в дистиллированной воде могут заметно изменить реакцию растворов.

Проблема поддержания постоянного значения рН особенно остро стоит в биологических системах. В различных органах живого организма рН поддерживается с точностью до десятых долей. Как это достигается, если постоянно идут какие-то процессы, хотя бы уже упомянутое поглощение СО₂ из воздуха?

Растворы, обладающие способностью сохранять определенное значение pН, готовят смешиванием слабых кислот или слабых оснований с их солями.

Растворы слабой кислоты и ее соли (или слабого основания и его соли), концентрация водородных ионов в которых почти не меняется при введении в них сильной кислоты или сильного основания, а также при разбавлении, называются буферными растворами.

Рассмотрим раствор, содержащий слабую кислоту ( уксусную, например) и ее соль. В растворе происходит полная диссоциация соли и частичная - слабой кислоты

CH₃COOH « CH₃COO‾ + H⁺

CH₃COONa → CH₃COO‾ + Na⁺ нацело

Уксусная кислота – кислота слабая ( К_Д=1,8·10^-5). Выражение для константы диссоциации имеет вид:

Отсюда следует:

[Н+] = K [СН₃СООН] / [СН₃СОO‾]

В чистом 0,1М растворе легко подсчитать концентрацию водородных ионов

^моль/л

При введении в раствор хорошо диссоциирующего ацетата натрия диссоциация кислоты подавляется, т.е. [H⁺] стала еще меньше. В результате этого концентрация недиссоциированных молекул СН₃СООН становится почти равной общей концентрации кислоты (C_a), а концентрация ионов СН₃СОО‾ – общей концентрации соли (С_s). Тогда

–lg [Н⁺] = –lg K + lg (С_s / C_a)

pH = pK + lg (С_s / C_a).

Эти формулы показывают, что pH буферного раствора зависит от константы диссоциации кислоты и соотношения аналитических концентраций соли и кислоты (более точные расчеты должны проводиться с использованием не концентраций, а активностей).

Так как константа диссоциации при данных условиях - постоянная величина, то концентрация водородных ионов в таком растворе определяется только соотношением концентраций кислоты и ее соли и не зависит от абсолютного значения концентраций. Поэтому разбавление этого раствора практически не изменит его рН.

Буферное действие подобных растворов основано на следующих процессах. Если к ацетатному буферному раствору [СН₃СООН + NаСН₃СОО] прибавить в пределах буферной емкости раствор щелочи (NaOH или КОН), то будет происходить нейтрализация гидроксида слабой кислотой:

СН₃СООН + ОН‾ = СН₃СОО‾ + Н₂О.

При добавлении к ацетатному буферному раствору сильной кислоты ионы водорода связываются анионами слабой кислоты, образующейся при диссоциации соли:

Н⁺ + СН₃СОО‾ = СН₃СООН.

Таким образом, в результате связывания гидроксид-ионов или ионов водорода, возникающих при добавлении сильного основания или сильной кислоты, рН буферного раствора практически не изменяется. Так, при добавлении в 1л 0,1М ацетатного буферного раствора, а для сравнения и в воду 0,01 моль соляной кислоты или гидроксида натрия рН растворов принимает значения, приведенные в табл. 18.

Способность раствора поддерживать определенное значение рН называется буферным действием.

 

Таблица 18.

Изменение рН в чистой воде и в растворе ацетатного буфера

при добавлении кислоты и щелочи (на 1 л раствора)

Добавленное вещество	Значение рН
воды	ацетатного буферного раствора
–		4,65
0,01 моль HCl		4,56
0,01 моль NaOH		4,73

 

Буферное действие раствора измеряется буферной емкостью, т.е. тем количеством щелочи или кислоты, которое требуется прибавить к 1 л раствора, чтобы значение его рН изменилось на единицу.

Максимальная буферная емкость наблюдается у тех растворов, которые содержат равные концентрации слабой кислоты и ее соли, или слабого основания и его соли. Буферная емкость раствора тем больше, чем выше концентрация компонентов буферной смеси.

Наиболее часто встречающиеся буферные системы (в том числе и в биологических объектах): СH₃COOH/СH₃COONa – ацетатный буфер, NH₄OH/ NH₄Cl – аммиачный буфер, Na₂CO₃/ NaHCO₃ – карбонатный буфер, HCOOH/ HCOONa – формиатный буфер, Na₂HPO₄/NaH₂PO₄ – фосфатный буфер и т.д.

Интересным примером буферного раствора является тетраборат натрия (бура) Na₂B₄O₇·10H₂O, который дает буферный раствор с pH 9,1 благодаря гидролизу:

Na₂B₄O₇ + 7 H₂O = 2Na[B(OH)₄] + 2H₃BO₃

Высокое значение pH объясняется исключительной слабостью борной кислоты.

В биохимии при различных манипуляциях с растворами белков широко применяются буферные растворы tris-HCl, так как в них поддерживается близкая к нейтральной реакция среды. При этом исключается возможность денатурации белков из-за резкого повышения или понижения pH. Tris – трис(гидроксиметиламинометан):