Реакция среды в растворах солей разных типов. Индикаторы. Расчет рН в растворах солей, гидролизующихся в одну стадию по катиону или по аниону

Гидролиз соли - это обратимый, обменный процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза изменяется кислотность среды.

Рассмотрим наиболее типичные случаи гидролиза солей.

Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону).

NH4Cl+HOH<—>NH4OH+HCl

NH4+ +Cl-+HOH<—>NH4OH+H++ Cl-

NH4+ +HOH<—>NH4OH+H+

В растворе накапливаются ионы H+, в результате чего реакция смещается в кислую сторону, рН в растворах солей подобного типа меньше7.

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону).

CH3COONa+HOH<—>CH3COOH+NaOH

CH3COO-+Na++HOH<—>CH3COOH+Na++OH-

CH3COO-+HOH<—>CH3COOH+OH-

В данном случае гидролиз ведет к увеличению концентраций ионов в растворе, среда щелочная, рН>7.

Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону).

CH3COONH4 +HOH<—>CH3COOH+NH4OH

CH3COO- + NH4+ +HOH<—>CH3COOH+NH4OH

В результате гидролиза ацетата аммония происходит образование двух слабых электролитов, раствор оказывается близким к нейтральному, рН~7.

4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Соли подобного типа гидролизу не подвергаются. Их ионы не образуют с ионами H+ и OH-воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН равен 7.

Таблица. Изменение окраски кислотно-основных индикаторов в зависимости от pH раствора

Название	Окраска индикатора в среде
	Кислая [H+] > [OH-] рН < 7	Нейтральная [H+] = [OH-] рН = 7	Щелочная [OH-] > [H+] рН > 7
лакмус	красный	фиолетовый	синий
фенолфталиин	бесцветный	бесцветный	малиновый
метилоранж	розовый	оранжевый	жёлтый

Электрохимические свойства растворов Окислительно-восстановительные ре-акции в растворах. Типы окислительно-восстановительных реакций. Составление уравне-ний окислительно-восстановительных реакций. Подбор коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.