ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Методы определения кислотности и щелочности раствоГидролиз солей из "Основы электрохимии" Учитывая весьма малую степень диссоциации воды, концентрацию недиссоциированных молекул воды можно принять равной общей концентрации молекул воды в воде. Так как масса одного литра воды 1000 г, а молекулярная масса воды равна 18, то, следовательно, в одном литре воды содержится 1000/18= =55,5 моль БОДЫ, т. е. концентрация воды в воде равна 55,5 моль/л. [c.45] Кислотность и щелочность растворов. [c.47] Растворы, в которых концентрация ионов Н больше, чем ионов ОН , называются кислыми. [c.47] В случае, когда в воде растворена щелочь, концентрация ионов гидроксила будет больше, чем концентрация ионов водорода, и такие растворы называются щелочными. [c.47] В растворе I н. кислоты значение водородного показателя рН=—1=0, а в растворе 1 н. щелочи значение водородного показателя pH = —lg[H+] = = —lg(Л ,/IOH-]) = —1д(10-171) = 14. Таким образом, при переходе от 1 н. раствора кислоты к 1 н. раствору щелочи pH возрастает от О до 14. При более кислых или щелочных растворах значениями pH, как правило, не пользуются и характеризуют кислотность содержанием кислоты или щелочи в растворе. [c.48] Одним из наиболее простых методов определения pH растворов является метод кислотнощелочных индикаторов. Впервые теория индикаторов была разработана Оствальдом. Индикаторами называются вещества, которые способны изменять свою окраску в зависимости от активности (концентрации) водородных ионов в растворе. Индикаторы — это слабые органические кислоты или основания, особенностью которых является то, что окраска недиссоциированных молекул отличается от окраски образую щихся при диссоциации ионов. [c.48] Константа диссоциации индикаторов обычно оч-ень мала. В выражении (4.9) 4. равна концентрации водородных ионов в растворе и отношение определяется этой концентрацией и Кдм- В зависимости от отношения будет меняться окраска раствора. Если отношение мало, то в растворе будут преобладать недиссоциированные молекулы НК и окраска раствора будет определяться этими молекулами. Если отношение велико, то в растворе будут преобладать органические ионы К и они будут определять окраску раствора. В том слу- чае, когда в растворе присутствуют значительные количества молекул НК и ионов Н , окраска будет определяться их соотношением. [c.49] Следовательно, в начале перехода pH, = — lg J +-= = — /Сд, ,+ I и в конце перехода рН2 = —1 —1 /(д.и-Область перехода будет равна рН1 —рНг = = 1—1ё/Сд.и — (—lg /(д.и—1) = 2, т. е. область перехода составляет 2 единицы pH. [c.50] Значения pH начала и конца перехода определяются значением константы диссоциации индикатора. Области перехода некоторых часто применяемых индикаторов приводятся в табл. 4. [c.50] Помимо метода индикаторов кислотность или щелочность растворов может быть определена кондукто-метрическим титрованием, при котором к исследуемому раствору добавляют небольшими порциями кислоту, если раствор щелочной, или щелочь, если раствор кислый, и определяют после каждого добавления электропроводность раствора. [c.50] И Провести через них отрезки прямой до точки пересечения, которая определяет количество щелочи, до-бавляемое для нейтрализации содержащейся в исследуемом растворе кислоты. [c.51] График результатов кондуктометрического титрования раствора сильной щелочи сильной кислотой аналогичен представленному на рис. 10. [c.52] При титровании слабой кислоты слабым основанием ход зависимости электропроводности от количества прибавленной щелочи до точки нейтрализации аналогичен ходу зависимости при титровании сильной щелочью, однако после точки нейтрализации дальнейшее прибавление основания почти не изменяет электропроводности, так как слабое основание весьма мало диссоциировано (рис. 11, кривая 2, 3 ). [c.52] В результате которой образуется слабодиссоциирован-ное основание NH4OH и полностью диссоциированная кислота НС1, благодаря чему в растворе появляются избыточные ионы водорода и раствор приобретает кислую реакцию. [c.53] Соли сильных кислот и сильных оснований, типа Na l, гидролизу не подвергаются. [c.54] Наряду с константой гидролиза реакции гидролиза характеризуют также степенью гидролиза. Степень гидролиза представляет собой долю молекул соли, подвергшихся гидролизу, от общего числа молекул соли и обозначается р. [c.56] Если объем раствора и л, а общая концентрация введенной соли МА равна с г-экв/л, то общее количество введенной в раствор соли будет равно си г-экв и будет равно концентрации ионов- А . Количество соли, подвергшейся гидролизу (в г-экв), будет равно количеству образовавшегося основания (в г-экв) v , а количество негидролизованной соли будет равно концентрации ионов М+ си — сур = си(1 — Р) (в г-экв). [c.56] Здесь перед корнем стоит +, так как Р О. [c.57] Анализ уравнений (4.19), (4.20) и (4.24) показывает, что степень гидролиза солей слабых кислот и сильных оснований и сильных кислот и слабых оснований уменьшается с ростом концентрации соли и, следовательно, увеличивается при разбавлении растворов степень гидролиза солей слабого основания и слабой кислоты от концентрации раствора практически не зависит. [c.58] Вернуться к основной статье