Властивості деяких кислотно-основних індикаторів

Індикатор	Інтервал рН переходу кольору	Колір
У кислому се-редовищі	У нейтраль-ному середо-вищі	У лужному середовищі
Метилоранж	3.1 - 4.4	червоний	оранжевий	жовтий
Лакмус	5 - 8	червоний	фіолетовий	синій
Фенолфталеін	8.3 - 10	безбарвний	безбарвний	малиновий

Буферні розчини. Буферними називаються розчини, рН яких не змінюється при додаванні незначної кількості сильної кислоти або лугу. Буферні розчини містять компоненти, що дисоціюють з утворенням однойменного іона, але відрізняються один від одного ступенем дисоціації. Основні види буферних розчинів: 1) слабка кислота та її сіль: ацетатний (СН₃СООН та СН₃СООNa), карбонатний (Н₂СО₃ та NaHCO₃); 2) слабка основа та її сіль: амонійний (NH₄OH та NH₄Cl); 3) дві кислі солі: фосфатний (NaH₂PO₄ та Na₂HPO₄); 4) кисла та середня сіль: карбонатний (NaHCO₃ та Na₂CO₃). Постійне значення рН буферних розчинів при додаванні кислоти або лугу пояснюється зв’язуванням введених іонів водню Н⁺ та гідроксид-іонів ОН^-` компонентами буферного розчину у малодисоційовані сполуки. Так, компоненти карбонатної буферної системи (H₂CO₃ та NaHCO₃) дисоціюють:

H₂CO₃<=>H⁺ +HCO₃^-;

NaHCO₃®Na⁺ +HCO₃^-.

При введенні в цей розчин кислоти іони Н⁺ будуть взаємодіяти з іонами НСО з утворенням вугільної кислоти Н₂СО₃, тобто рівновага дисоціації ву-гільної кислоти зміщується ліворуч, а рН розчину не змінюється.

При додаванні до цього буферного розчину невеликої кількості сильної основи, введені іони ОН^- взаємодіють з іонами Н⁺, які утворюються при дисо-ціації вугільної кислоти. Внаслідок цього утворюється малодисоційована спо-

лука — вода. Зниження концентрації іонів Н⁺ викликає зміщення рівноваги ди-соціації вугільної кислоти праворуч. Це забезпечує постійне значення рН роз-чину.

Константа дисоціації Н₂СО₃ за першим ступенем має вигляд:

Зважаючи на незначний ступінь дисоціації вугільної кислоти можна припустити: Підставляючи введені позна-чення у вираз константи дисоціації вугільної кислоти одержуємо:

, звідки

Звідси випливає, що величина рН буферного розчину залежить не від концен-трації кислоти та солі, а від співвідношення їхніх концентрацій. Тому при роз-веденні буферного розчину його рН залишається постійним.

Кислотно-основні рівноваги. Вперше теорія кислот та основ була сформульована у 1887р. С. Арреніусом. Згідно з нею кислотами є речовини, що дисоціюють з утворенням водневих іонів, а основами — речовини, що дають при дисоціації гідроксид-іони. Теорія Арреніуса справедлива лише для водних розчинів. Однак, вона не пояснює кислотно-основних властивостей в апротонних розчинниках, не здатних віддавати або приєднувати протон (бензол, ефіри).

Більш повною є протолітична теорія Бренстеда та Лоурі, згідно з якою кислота — це речовина, яка здатна віддавати протон, а основа — речовина, яка здатна приєднувати протон. З цього погляду розчин кислоти або основи у воді є системою, де існує рівновага між двома парами сполучених кислот і основ:

HCl + H₂O <=> Cl^- + H₃O⁺;

кислота1 основа2 основа1 кислота2

NH₃ + H₂O <=> NH₄⁺ + OH^¯.

основа1 кислота2 кислота1 основа2

В апротонних розчинниках кислоти і основи будуть знаходитися в неди-соційованому стані.

Теорія Бренстеда-Лоурі не поширюється на сполуки, які мають виражені ознаки кислот та основ, але нездатні ані приєднувати, ані відщеплювати прото-ни.

Існує також октетна теорія Льюіса, яка визначає кислоту як речовину, здатну приєднувати вільну електронну пару іншої речовини (акцептор електронів), а основу як речовину, що має таку вільну електронну пару (донор електронів).

Ще одна теорія кислотно-основних взаємодій, запропонована М.І. Усано-вичем. Відповідно до цієї теорії кислотами є речовини, здатні віддавати катіони або приєднувати аніони, а також електрони. До основ належать речовини, здат-ні приєднувати катіони або віддавати аніони. Так, в реакції

2Na+Cl₂ <=> 2Na⁺+ 2Cl^¯

натрій є основою, оскільки віддає електрони, а хлор — кислотою, оскільки приймає цей електрон.

Хоча ці теорії походять з різних передумов, вони не суперечать одна од-ній. Кожна з цих теорій аналізує ті особливості кислотно-основної взаємодії, яких інша теорія не торкається.

3.4. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Гідролізом солей називають реакції обміну між водою і розчиненими в ній солями, що супроводжуються зміною рН середовища внаслідок утворення слабкої кислоти (її кислої солі) або слабкої основи (її основної солі).

Гідроліз солей — це процес, зворотний процесу нейтралізації:

КА + НОН<=>КОН + НА.

сіль основа кислота

Необхідною умовою гідролізу солі є утворення принаймні одного слаб-кого електроліту (кислоти або основи), тому гідролізу зазнають солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою або сильною кислотою і слабкою осно-вою. Солі, утворені слабкою кислотою і слабкою основою, гідролізуються най-більш сильно. Іншими словами, гідролізує аніон або катіон слабкого елек-троліту.

1. Гідроліз солі слабкої кислоти і сильної основи (CH₃COONa, КCN, Na₂CO₃, CaS та ін.). У наведених прикладах солей гідролізують аніони слабких кислот:

СН₃СОО^¯ + НОН<=>СН₃СООН + ОН^¯;

CN^¯ + HOH<=>HCN + OH^¯.

На основі скорочених іонних рівнянь легко написати повні іонні рівняння, додавши в обидві частини рівнянь відповідні катіони: для СН₃СОО^- — це іон Na⁺, а для CN^- — іон К⁺:

Na⁺ + CH₃COO^¯ + HOH<=>CH₃COOH + OH^¯ + Na⁺;

К⁺ + CN^¯ + HOH<=>HCN +OH^¯ + К⁺.

У молекулярному вигляді гідроліз цих солей записується рівняннями:

CH₃COONa + H₂O<=>CH₃COOH + NaOH;

КСN + H₂O<=>HCN + КОН.

Солі, що містять багатозарядні аніони (СО₃^2-, S^2-, SiO₃^2- та ін.) гідролізу-ють ступінчасто (або за стадіями). Наприклад, для карбонатів:

CO₃^2- +HOH<=> HCO₃^-+OH^-;

HCO₃^-+ HOH<=> H₂CO₃+OH^-.

За першим ступенем гідролізу утворюються кислі іони НСО₃^-, для яких К_дис.=4,8×10^-11. За другим ступенем гідролізу утворюються молекули Н₂СО₃, для яких К_дис.=4,5×10^-7. Саме тому за стандартних умов і при незначному розведенні гідроліз іде практично за першим ступенем. Так, для Na₂CO₃ можна записати:

Na₂CO₃ + HOH<=>NaOH + NaHCO₃;

2Na⁺ + CO₃^2-+ HOH<=>2Na⁺ + HCO₃^- +OH^-;

CO₃^2-+ HOH<=> HCO₃^- +OH^-.

Таким чином, для солей слабкої кислоти і сильної основи рівняння гідролізу в загальному вигляді можна записати так:

A^x- +HOH<=>HA^(х-1)- +OH^-.

Внаслідок гідролізу за аніоном, середовище стає лужним, рН>7.

2. Гідроліз солі сильної кислоти і слабкої основи (NH₄Cl, Cu(NO₃)₂, FeCl_3­ та ін.).

Причиною гідролізу солей цього типу є утворення слабкої основи або гідроксокатіонів.

У наведених прикладах солей гідролізують катіони слабких основ:

NH₄⁺ + H₂O<=>NH₄OH + H⁺;

Cu²⁺ + H₂O<=>CuOH⁺ + H⁺;

CuOH⁺ + H₂O<=>Cu(OH)₂ + H⁺.

У молекулярному вигляді гідроліз цих солей записується рівняннями:

NH₄Cl + H₂O<=>NH₄OH + HCl;

Cu(NO₃)₂ + H₂O<=>CuOHNO₃ + HNO₃;

CuOHNO₃ + H₂O<=>Cu(OH)₂ + HNO₃.

У загальному вигляді іонне рівняння процесу гідролізу за катіоном можна записати так:

K^z+ +HOH<=>KOH^(z-1)+ +H⁺.

Внаслідок нагромадження вільних іонів Н⁺ розчини таких солей є кислими, рН<7.

3. Гідроліз солі слабкої основи і слабкої кислоти (CH₃COONH₄, Mg(CN)₂, Fe₂S₃ та ін.).

Такі солі гідролізують сильніше попередніх, оскільки продуктами гі-дролізу є два слабких електроліти.

У загальному вигляді рівняння гідролізу за катіоном і аніоном можна за-писати так:

K^z+ +A^z- +HOH<=>KOH^(z-1)+ +HA^(z-1)-.

Для подібних солей не можливо передбачити характер розчину на основі іонного рівняння. Для цього необхідно провести розрахунок на підставі кон-стант дисоціації основи та кислоти, що утворюються.

Більшість солей цієї групи повністю розкладаються водою, тобто відбува-ється необоротний гідроліз. Наприклад:

Fe₂S₃ + 6H₂O ® 2Fe(OH)₃¯ + 3H₂S­.

Повний гідроліз проходить у таких випадках, коли обидва продукти гідролізу видаляються з розчину.

Константа і ступінь гідролізу. У загальному вигляді процес гідролізу солі КА, утвореної сильною основою і слабкою кислотою має вигляд:

КА + НОН<=>КОН + НА

або

А^- + НОН<=>НА + ОН^-.

Константу рівноваги останнього процесу можна записати у загальному вигляді:

Враховуючи постійне значення а _Н2О в розведених розчинах, зробимо за-міну К × а _Н2О=К_г, тоді

де К_г — константа гідролізу.

Оскільки

де К_Н2О — іонний добуток води;

К_НА — константа дисоціації слабкої кислоти.

Ступінь гідролізу b визначається співвідношенням:

де С_г — число молів гідролізованої солі;

С — загальне число молів солі.

Для рівноважної системи

А^- + HOH <=> HA + OH^-

а_A^- = C_c(1-b), а _НА = а _ОН- = С_с∙b, де С_с — концентрація солі. Тоді

Оскільки 1-b»1, то ступінь гідролізу за аніоном можна розрахувати через іонний добуток води, константу дисоціації відповідної слабкої кислоти та концентрацію солі за формулою:

Аналогічні формули можна вивести і для солі, утвореної слабкою основою та сильною кислотою, тобто при гідролізі за катіоном:

де К_осн – константа дисоціації слабкої основи, що утворюється при гідролізі.

Для солі, утвореної слабкою основою та слабкою кислотою, відповідні формули мають вигляд:

3.5. ДИСПЕРСНІ СИСТЕМИ

До дисперсних систем належать мікрогетерогенні системи з дуже роз-виненою міжфазовою поверхнею, в яких одна фаза (дисперсна) більш-менш рівномірно розподілена в іншій фазі (дисперсійне середовище).

Властивості речовин у міжфазній поверхні товщиною в декілька діаметрів атомів або молекул відрізняються від властивостей всередині об’єму фази. Всередині об’єму чистої речовини сили міжмолекулярної взаємодії повністю скомпенсовані, тоді як в поверхневому шарі має місце тільки часткова компенсація (Рис.9).

Рис.9. Стан молекули всередині речовини і в поверхневому шарі

Цей факт зумовлює наявність певної потенціальної енергії міжфазової поверхні, яку називають поверхневою енергією. Вона спричиняє до концент-рації речовини однієї фази на поверхні іншої фази. Цей процес називається адсорбцією. Оскільки поверхнева енергія при цьому зменшується, процес адсорбції відбувається самочинно. Адсорбція – оборотний процес і в системі через деякий час встановлюється рівновага: адсорбція <=> десорбція.

Речовина, на поверхні якої адсорбується інша речовина, називається адсорбентом, а речовина, що адсорбується – адсорбтивом. Кількість адсор-бованої речовини залежить від величини поверхні адсорбента, концентрації адсорбтива та температури.

Чим більші поверхня адсорбента та концентрація адсорбтива, тим більша кількість речовини адсорбується. Але така залежність кількості адсорбованої речовини (Г) від концентрації (С) існує до певної межі, після чого збільшення концентрації адсорбтива вже не впливає на кількість адсорбованої речовини. (Рис.10)

Г, моль/г

С, моль/л

Рис.10. Залежність кількості адсорбованої речовини від концентрації адсорбтива

Залежність кількості адсорбованої речовини від температури для оборот-ного процесу адсорбції підпорядкована принципу Ле Шательє. Оскільки адсор-бція – процес екзотермічний, підвищення температури зміщує адсорбційну рівновагу в бік десорбції, тобто зі збільшенням температури адсорбція змен-шується.

Адсорбційні процеси відіграють суттєву роль при утворенні дисперсних систем.

Класифікація дисперсних систем. Дисперсні системи класифікують за розміром часточок дисперсної фази та за агрегатним станом дисперсної фази та дисперсійного середовища.

Найважливішою характеристикою дисперсних систем є ступінь дисперс-ності Д — величина, обернена розміру часточок дисперсної фази :

D =

У залежності від розмірів часточок дисперсної фази дисперсні системи поділяють на грубодисперсні — розмір часточок дисперсної фази 10^-5 — 10^{-7 м (емульсії, суспензії) та колоїдні розчини або золі — розмір часточок дисперсної фази 10-7} — 10^{-9 м.}

Якщо розмір часточок дисперсної фази менший ніж 10^{-9 м, утворюются істинні розчини, або просто розчини.}

Класифікація дисперсних систем за агрегатним станом дисперсної фази та дисперсійного середовища наведена в табл.3.

Таблиця 3