Важной особенностью жидкой воды является ее способность к самопроизвольной диссоциации по реакции:

Н 2 О(ж) « Н + (водн) + ОН - (водн)

Этот процесс называется еще самоионизацией или автопротолизом. Образовавшиеся протоны Н + и анионы ОН - окружены определенным числом полярных молекул воды, т.е. гидратированы: Н + ×nH 2 O; OH - ×mH 2 O. Первичная гидратация может быть представлена рядом аквакомплексов: Н 3 О + ; Н 5 О 2 + ; Н 7 О 3 + ; Н 9 О 4 + , среди которых преобладают ионы Н 9 О 4 + (Н + ×4H 2 O). Время жизни всех этих ионов в воде очень мало, т.к. протоны постоянно мигрируют от одних молекул

воды к другим. Обычно в уравнениях для простоты используют только катион состава Н 3 О + (Н + ×H 2 O), называемый ионом гидроксония.

Процесс диссоциации воды с учетом гидратации протона и образования иона гидроксония может быть записан: 2Н 2 О « Н 3 О + + ОН -

Вода – слабый электролит, степень диссоциации которого

Поскольку à С равн (Н 2 О)» С исх (Н 2 О) или [Н 2 О] равн ≈ [Н 2 О] исх

– количество молей содержащееся в одном литре воды. С исх (Н 2 О) в разбавленном растворе остается постоянной. Это обстоятельство позволяет включить С равн (Н 2 О) в константу равновесия.

Таким образом, произведение двух постоянных величин дает новую постоянную, которую называют ионным произведением воды . При температуре 298 К .

¾- Постоянство ионного произведения воды означает, что в любом водном растворе: кислотном, нейтральном или щелочном – всегда имеются оба вида ионов (Н + и ОН -)

¾- В чистой воде концентрации водородных и гидроксильных ионов равны и при нормальных условиях составляют:

K w 1/2 = 10 -7 моль/л.

¾- При добавлении кислот концентрация [Н + ] увеличивается, т.е. равновесие смещается влево, а концентрация [ОН - ] уменьшается, однако К w остается равной 10 -14 .

В кислой среде > 10 -7 моль/л, а < 10 -7 моль/л

В щелочной среде < 10 -7 моль/л, а > 10 -7 моль/л

На практике для удобства используют водородный показатель (рН) и гидроксильный показатель (рОН) среды.

Это есть взятый с обратным знаком десятичный логарифм концентраций (активностей) соответственно ионов водорода или гидроксильных ионов в растворе: рН = - lg, рОН = - lg

В водных растворах рН + рОН = 14.

Таблица№14.

K w зависит от температуры (т.к. диссоциация воды – эндотермический процесс)

K w (25 o C) = 10 -14 Þ рН = 7

K w (50 o C) = 5,47×10 -14 Þ рН = 6,63

Измерение рН используется чрезвычайно широко. В биологии и медицине величина рН биологических жидкостей служит для определения патологий. Например, в норме рН сыворотки крови состовляет 7,4±0,05; слюны – 6,35..6,85; желудочного сока – 0,9..1,1; слез – 7,4±0,1. В сельском хозяйстве рН характеризует кислотность почв, экологическое состояние природных вод и т.д.



Кислотно-основными индикаторами называются химические соединения, изменяющие свою окраску в зависимости от рН среды, в которой они находятся. Вы, наверное, обращали внимание на то, как меняется цвет чая, если в него положить лимон – это пример действия кислотно-основного индикатора.

Индикаторы, как правило, представляют собой слабые органические кислоты или основания и могут существовать в растворах в виде двух таутомерных форм:

HInd « H + + Ind - , где HInd – кислотная форма (это форма, которая преобладает в кислых растворах); Ind – основная форма (преобладает в щелочных растворах).

Поведение индикатора подобно поведению слабого электролита в присутствии более сильного с одноименным ионом. Чем больше следовательно равновесие смещается в сторону существования кислотной формы HInd и наоборот (принцип Ле-Шателье).

Опыт показывает наглядно возможность использования некоторых индикаторов:

Таблица№15

Специальные приборы – рН-метры позволяют измерять рН с точностью до 0,01 в интервале от 0 до 14. Определение основано на измерении ЭДС гальванического элемента, один из электродов которого является, например, стеклянным.

Наиболее точно концентрацию водородных ионов можно определить методом кислотно-основного титрования. Титрование – это процесс постепенного добавления небольшими порциями раствора известной концентрации (титранта) к титрируемому раствору, концентрацию которого хотим определить.

Буферные растворы – это системы, рН которых относительно мало изменяется при разбавлении или добавлении к ним небольших количеств кислот или щелочей. Чаще всего они представляют собой растворы, содержащие:

a) а)Слабую кислоту и ее соль(СН 3 СООН + СН 3 СООNa) – ацетатный буфер

в)Слабое основание и его соль(NH 4 OH + NH 4 Cl) – аммиачно-аммонийный буфер

с)Две кислые соли с разными K д (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) – фосфатный буфер

Регулирующий механизм буферных растворов рассмотрим на примере ацетатного буферного раствора.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + ,

CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +

1. 1)если добавить небольшое количество щелочи к буферной смеси:

CH 3 COOH + NaOH « CH 3 COONa + H 2 O,

NaOH нейтрализуется уксусной кислотой с образованием более слабого электролита H 2 O. Избыток натрия ацетата смещает равновесие в сторону образовавшейся кислоты.

2. 2)если добавить небольшое количество кислоты:

CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl

Катионы водорода Н + связывают ионы CH3COO -

Найдем концентрацию ионов водорода в буферном ацетатном растворе:

Равновесная концентрация уксусной кислоты рана C исх,к (т.к. слабый электролит), а [СH 3 COO -- ] = C соли (т.к. соль является сильным электролитом), то . Уравнение Гендерсона-Хассельбаха:

Таким образом, рН буферных систем определяется соотношением концентраций соли и кислоты. При разбавлении это соотношение не меняется и рН буфера не меняется при разбавлении, это отличает буферные системы от раствора чистого электролита, для которого справедлив закон разведения Оствальда.

Существует две характеристики буферных систем:

1.Буферная сила . Абсолютная величина буферной силы зависит от

общей концентрации компонентов буферной системы, т.е. чем больше концентрация буферной системы, тем больше требуется щелочи (кислоты) для одного и того же изменения рН.

2.Буферная емкость (В). Буферная емкость – это предел, в котором проявляется буферное действие. Буферная смесь поддерживает рН постоянным только при условии, что количество прибавляемых к раствору сильной кислоты или основания не превышает определенной предельной величины – В. Буферная емкость определяется числом г/экв сильной кислоты (основания), которое необходимо прибавить к одному литру буферной смеси, чтобы изменить значение рН на единицу, т.е. . Вывод: Свойства буферных систем:

1. 1. мало зависит от разбавления.

2. 2.Прибавление сильных кислот (оснований) мало изменяет в пределах буферной емкости В.

3. 3.Буферная емкость зависит от буферной силы (от концентрации компонентов).

4. 4.Максимальное действие проявляет буфер в случае, когда кислота и соль присутствуют в растворе в эквивалентных количествах:

С соли = С к-ты; = К д,к; рН = рК д,к (рН определяется значением К д).

Гидролиз – это химическое взаимодействие воды с солями . Гидролиз солей сводиться к процессу передачи протонов. В результате его протекания появляется некоторый избыток водородных или гидроксильных ионов, сообщающих раствору кислотные или щелочные свойства. Таким образом, гидролиз обратен процессу нейтрализации.

Гидролиз солей включает 2 стадии:

а)Электролитическая диссоциация соли с образованием гидратированных ионов:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O (связь донорно-акцепторная, донор – атом О, имеющий 2 неподеленные электронные пары,

акцептор – катионы с вакантными орбиталями)

Cl - + yH 2 O « Cl - ×yH 2 O (водородная связь)

в) Гидролиз по аниону. Cl - + HOH à HCl + OH -

с) Гидролиз по катиону. K + + HOH à KOH +

Гидролизу подвергаются все соли, образованные с участием слабых

электролитов:

1.Соль, образованная анионом слабых кислот и катионом сильных оснований

CH 3 COONa + HOH « CH 3 COOH + NaOH

CH 3 COO - + НОН « CH 3 COOН + OH - , рН > 7

Анионы слабых кислот выполняют функцию оснований по отношению к воде – донору протонов, что приводит к увеличению концентрации ОН - , т.е. подщелачиванию среды.

Глубина протекания гидролиза определяется: степенью гидролиза a г:

– концентрация соли, подвергшейся гидролизу

– концентрация исходной соли

a г невелика, например, для 0,1 моля раствора CH 3 COONa при 298 К она равна 10 -4 .

При гидролизе в системе устанавливается равновесие, характеризующееся К р

Следовательно, чем меньше константа диссоциации, тем больше константа гидролиза. Степень гидролиза с константой гидролиза связана уравнением:

С увеличением разбавления, т.е. уменьшением С 0 , степень гидролиза увеличивается.

2. 2.Соль, образованная катионом слабых оснований и анионом сильных кислот

NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +

NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH < 7

Протолитическое равновесие смещено влево, катион слабого основания NH 4 + выполняет функцию кислоты по отношению к воде, что приводит к подкислению среды. Константа гидролиза определяется по уравнению:

Равновесная концентрация ионов водорода может быть вычислена: [Н + ] равн = a г × С 0 (исходная концентрация соли), где

Кислотность среды зависит от исходной концентрации солей подобного вида.

3. 3.Соль, образованная анионом слабых кислот и катионом слабых оснований. Гидролизуется и по катиону и по аниону

NH 4 CN + HOH à NH 4 OH + HCN

Для определения рН среды раствора сравнивают К Д,к и К Д,осн

К Д,к > К Д,осн à среда слабо кислая

К Д,к < К Д,осн à среда слабо щелочная

К Д,к = К Д,осн à среда нейтральная

Следовательно, степень гидролиза этого вида солей не зависит от их концентрации в растворе.

т.к. и [ОН - ] определяются К Д,к и К Д,осн, то

рН раствора также не зависит от концентраций соли в растворе.

Соли, образованные многозарядным анионом и однозарядным катионом (сульфиды, карбонаты, фосфаты аммония) практически полностью гидролизуются по первой ступени, т.е. находятся в растворе в виде смеси слабого основания NH 4 OH и его соли NH 4 HS, т.е. в виде аммонийного буфера.

Для солей, образованных многозарядным катионом и однозарядным анионом (ацетаты, формиаты Al, Mg, Fe, Cu) гидролиз усиливается при нагревании и приводит к образованию основных солей.

Гидролиз нитратов, гипохлоритов, гипобромитов Al, Mg, Fe, Cu протекает полностью и необратимо, т.е. соли не выделены из растворов.

Соли: ZnS, AlPO 4 , FeCO 3 и др. в воде малорастворимы, тем не менее часть их ионов принимает участие в процессе гидролиза, это приводит к некоторому возрастанию их растворимости.

Сульфиды хрома и алюминия гидролизуются полностью и необратимо с образованием соответствующих гидроксидов.

4. 4.Соли, образованные анионом сильных кислот и сильных оснований гидролизу не подвергаются .

Чаще всего гидролиз ‑ вредное явление, вызывающее различные осложнения. Так при синтезе неорганических веществ из водных растворов в получаемом веществе появляются примеси – продукты его гидролиза. Некоторые соединения из-за необратимо протекающего гидролиза вообще не удается синтезировать.

·-если гидролиз протекает по аниону, то в раствор добавляют избыток щелочи

·-если гидролиз протекает по катиону, то в раствор добавляют избыток кислоты

Итак, первая качественная теория растворов электролитов была высказана Аррениусом (1883 – 1887 г.). По этой теории:

1. 1.Молекулы электролита диссоциируют на противоположные ионы

2. 2.Между процессами диссоциации и рекомбинации устанавливается динамическое равновесие, которое характеризуется К Д. Это равновесие подчиняется закону действия масс. Долю распавшихся молекул характеризует степень диссоциации a. К Д и a связывает закон Оствальда.

3. 3.Раствор электролита (по Аррениусу) – это смесь молекул электролита, его ионов и молекул растворителя, между которыми отсутствует взаимодействие.

Вывод: теория Аррениуса позволила объяснить многие свойства растворов слабых электролитов при небольшой концентрации.

Однако, теория Аррениуса носила только физический характер, т.е. не рассматривала вопросы:

· По какой причине вещества в растворах распадаются на ионы?

· Что происходит с ионами в растворах?

Дальнейшее развитие теория Аррениуса получила в работах Оствальда, Писаржевского, Каблукова, Нернста и т.д. Например, на важное значение гидратации впервые указал Каблуков (1891), положив начало развитию теории электролитов в направлении, которое указывал Менделеев (т.е. ему впервые удалось объединить сольватную теорию Менделеева с физической теорией Аррениуса). Сольватация – это процесс взаимодействия электролита

молекулами растворителя с образованием комплексных соединений сольватов. Если растворителем является вода, следовательно, процесс взаимодействия электролита с молекулами воды называется гидратацией, а аквакомплексы – кристаллогидратами.

Рассмотрим пример диссоциации электролитов, находящихся в кристаллическом состоянии. Этот процесс возможно представить в две стадии:

1. 1.разрушение кристаллической решетки вещества DН 0 кр > 0, процесс образования молекул (эндотермический)

2. 2.образование сольватированных молекул, DН 0 сольв < 0, процесс экзотермический

Результирующая теплота растворения равна сумме теплот двух стадий DН 0 раств = DН 0 кр + DН 0 сольв и может быть как отрицательной, так и положительной. Например, энергия кристаллической решетки KCl = 170 ккал/моль.

Теплота гидратации ионов К + = 81 ккал/моль, Cl - = 84 ккал/моль, а результирующая энергия равна 165 ккал/моль.

Теплота гидратации частично покрывает энергию необходимую для выделения ионов из кристалла. Оставшиеся 170 - 165 = 5 ккал/моль могут быть покрыты за счет энергии теплового движения, и растворение сопровождается поглощением теплоты из окружающей среды. Гидраты или сольваты облегчают эндотермический процесс диссоциации, затрудняя рекомбинацию.

А вот ситуация, когда присутствует только одна из двух названных стадий:

1.растворение газов – нет первой стадии разрушения кристаллической решетки, остается экзотермическая сольватация, следовательно растворение газов, как правило, экзотермично.

2.при растворении кристаллогидратов отсутствует стадия сольватации, остается лишь эндотермическое разрушение кристаллической решетки. Например, раствор кристаллогидрата: CuSO 4 × 5H 2 O (т) à CuSO 4 × 5H 2 O (р)

DН раств = DН кр = + 11,7 кДж/моль

Раствор безводной соли: CuSO 4 (т) à CuSO 4 (р) à CuSO 4 × 5H 2 O (р)

DН раств =DН сольв + DН кр = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 кДж/моль

Очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает некоторой измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на водородныеи гидроксильные ионы:

H2O ⇄ H + OH’

По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрацию ионов водорода и ионов гидроксила в воде. Она оказывается равной 10 -7 г -ион /л.

Применяя к диссоциации воды закон действия масс, можно написать:

Перепишем это уравнение следующим образом:

[ОН’] = [Н 2 O] K

Так как воды очень мала, концентрацию недиссоциированных молекул Н 2 О не только в воде, но и во всяком разбавленном водном растворе можно считать величиной постоянной. Поэтому, заменив [Н 2 O] K новой константой КН 2 О, будем иметь:

[Н] [ОН’] = К H2O

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций водородных и гидроксильных ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Численное значение ее нетрудно получить, подставив в последнее уравнение концентрации водородных и гидроксильных ионов

К H2O = 10 -7 10 -7 = 10 -14

Растворы, в которых концентрация водородных и концентрация гидроксильных ионов одинаковы и равны каждая 10 —7 г-ион/л, называются нейтральными растворами. В кислых растворах больше концентрация водородных ионов, в щелочных - концентрация гидроксильных ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций H и ОН’-ионов должно оставаться постоянным.

Если, например, к чистой воде прибавить столько кислоты, чтобы концентрация водородных ионов повысилась до 10 -3 , концентрация гидроксильных ионов должна будет понизиться так, чтобы произведение [Н ] [ОН’] осталось равным 10 -14 . Следовательно, в этом растворе концентрация гидроксильных ионов будет:

10 -14: 10 -3 = 10 -11

Наоборот, если прибавить к воде щелочи и тем повысить концентрацию гидроксильных ионов, например, до 10 -5 , концентрация водородных ионов станет равна:

10 -14: 10 -5 = 10 -9

Вы читаете, статья на тему Диссоциация воды

Исключительно важную роль в биологических процессах играет вода, являющаяся обязательной составной частью (от 58 до 97%) всех клеток и тканей человека, животных, растений и простейших организмов Вода- это среда, в которой протекают самые разнообразные биохимические процессы.

Вода обладает хорошей растворяющей способностью и вызывает электролитическую диссоциацию многих растворенных в ней веществ.

Процесс диссоциации воды согласно теории Бренстеда протекает по уравнению:

Н 2 0+Н 2 0 Н 3 О + + ОН - ; ΔН дис = +56,5 КДж/моль

Т.е. одна молекула воды отдает, а другая - присоединяет протон, происходит автоионизация воды:

Н 2 0 Н + + ОН - - реакция депротонирования

Н 2 0 + Н + Н 3 О + - реакция протонирования

Константа диссоциации водыпри 298°К, определенная методом электрической проводимости равна:

а(Н +) - активность ионов Н + (для краткости вместо НзО + пишут Н +);

а(ОН -) - активность ионов ОН - ;

а(Н 2 0)- активность воды;

Степень диссоциации воды очень мала, поэтому активность водород - и гидроксид - ионов в чистой воде практически равны их концентрациям. Концентрация воды является постоянной величиной и равна 55,6 моль.

(1000г: 18г/моль= 55,6 моль)

Подставляя в выражение для константы диссоциации Кд(Н 2 0) это значение, а вместо активностей водород - и гидроксид - ионов их концентрации, получают новое выражение:

К(Н 2 0)=С(Н +)×С(ОН -)=10 -14 мол 2 /л 2 при 298К,

Более точно К(Н 2 0)= а(Н +)×а(ОН -)= 10 -14 моль 2 л 2 -

К(Н 2 0) называют ионным произведением воды или константой автоионизации.

В чистой воде или любом водном растворе при постоянной температуре произведение концентраций (активностей) водород - и гидроксид - ионов есть величина постоянная, называемая ионным произведением воды.

Константа К(Н 2 0) зависит от температуры. При повышении температуры она увеличивается, т.к. процесс диссоциации воды - эндотермический. В чистой воде или водных растворах разных веществ при 298К активности (концентрации) водород - и гидроксид - ионов будут составлять:

а(Н +)=а(ОН -)=К(Н 2 0) = 10 -14 =10 -7 моль/л.

В кислых или щелочных растворах эти концентрации уже не будут равны друг другу, но изменяться будут сопряжено: при увеличении одной из них соответственно будет уменьшаться другая и наоборот, например,

а(Н +)=10 -4 , а(ОН -)=10 -10 , их произведение всегда составляет 10 -14

Водородный показатель

Качественно реакцию среды выражают через активность водородных ионов. На практике пользуются не этой величиной, а водородным показателем рН - величиной, численно равной отрицательному десятичному логарифму активности (концентрации) водородных ионов, выраженной в моль/л.

рН= - lga (H + ),

а для разбавленных растворов

рН= - lgC (H + ).

Для чистой воды и нейтральных сред при 298К рН=7; для кислых растворов рН<7, а для щелочных рН>7.

Реакцию среды можно охарактеризовать и гидроксильным показателем:

рОН= - lga (OH - )

или приближенно

рОН= - Ig С(О H - ).

Соответственно в нейтральной среде рОН=рН=7; в кислой среде рОН>7, а в щелочной рОН<7.

Если взять отрицательный десятичный логарифм выражения ионного произведения воды, получим:

рН + рОН=14.

Следовательно, рН и рОН также являются сопряженными величинами. Их сумма для разбавленных водных растворов всегда равна 14. Зная рН, легко вычислить рОН:

рН=14 – рОН

и наоборот:

р OH = 14 - рН.

В растворах различают активную, потенциальную (резервную) и общую кислотность.

Активная кислотность измеряется активностью (концентрацией) водород-ионов в растворе и определяет рН раствора. В растворах сильных кислот и оснований рН зависит от концентрации кислотыили основания, и активность ионов Н + и ОН - может быть рассчитана по формулам:

а(Н + )= C(l/z кислота)×α каж.; рН= - lg а(Н + )

a(ОН - )=C(l/z основание)×α каж.; рН= - lg а(ОН - )

рН= - lgC(l/z кислота) – для предельно разбавленных растворов сильных кислот

рОН= - lgC(l/z основание) - для предельно разбавленных растворов оснований

Потенциальная кислотность измеряется количеством водород-ионов, связанных в молекулахкислоты, т.е. представляет собой «запас» недиссоциированных молекул кислоты.

Общая кислотность - сумма активной и потенциальной кислотностей, которая определяется аналитической концентрацией кислоты и устанавливается титрованием

Одним из удивительных свойств живых организмов является кислотно-основной

гомеостаз - постоянство рН биологических жидкостей, тканей и организмов. В таблице 1 представлены значения рН некоторых биологических объектов.

Таблица 1

Из данных таблицы видно, что рН различных жидкостей в организме человека изменяется в довольно широких пределах в зависимости от местонахождения. КРОВЬ, как и другие биологические жидкости, стремится сохранить постоянное значение водородного показателя, значения которого представлены в таблице 2

Таблица 2

Изменения рН от указанных величин всего на 0,3 в сторону увеличения или уменьшения приводит к изменению обмена ферментативных процессов, что у человека вызывает тяжелое болезненное состояние. Изменение рН всего на 0,4 уже несовместимо с жизнью. Исследователи установили, что в регуляции кислотно-щелочного равновесия участвуют следующие буферные системы крови: гемоглобиновая, бикарбонатная, белковая и фосфатная. Доля каждой системы в буферной емкости представлена в таблице 3.

Таблица 3

Все буферные системы организма по механизму действия едины, т.к. состоят они из слабой кислоты: угольной, дигидрофосфорной (дигидрофосфат-ион), белковой, гемоглабиновый (оксогемоглобиновой) и солей этих кислот, в основном натриевых, обладающих свойствами слабых оснований. Но так как по быстроте ответной реакции бикарбонатная система в организме не имеет себе равных, то способность сохранять постоянство среды в организме рассмотрим с помощью этой системы.

Диссоциация воды. Водородный показатель.

В ода является очень слабым электролитом. (Электролит – вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток). Вода диссоциирует (распадается) на составляющие ее ионы:

H 2 O ↔ Н + + ОН -

Ионное произведение воды К W =[ Н + ] · [ОН - ] = 10 -14 = const (в квадратных скобках условно указана молярная концентрация ионов моль/л). На практике применяют водородный показатель для определения среды. Водородный показатель – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода: рН= - lg [ Н + ] и находится в пределах 0<рН<14

Ионы в растворе

среда

рН

[ Н + ] > [ОН - ]

Кислая

рН < 7

[ Н + ] = [ОН - ]=10 -7 моль/л

Нейтральная

рН= - lg [ Н + ] = - lg 10 -7 = - (- 7) = 7

[ОН - ] > [ Н + ]

Щелочная

pH > 7

где

рН

где

рН

желудок

Дождь

5,5-6,5

кишечник

8,5 - 9

Водопроводная вода

6-6,5-7

кожа

5,5 -6

Морская вода

8-8,5

кровь

7,35-7,45

Почва

4-10

Гидролиз

Взаимодействие ионов соли с ионами воды, при котором происходит изменение водородного показателя рН, называется гидролизом. Это обратимая реакция.

Если при растворении соли рН не меняется (остается рН=7), то гидролиз не происходит.

Наличие в соли слабого иона обуславливает гидролиз - именно слабый ион присоединяет к себе противоположно заряженный ион воды, образуя при этом новую частицу (с зарядом или без него), а оставшийся ион воды организует среду: Н + - кислую, ОН − - щелочную.

Сильные электролиты.

Сильные кислоты

Сильные основания

HCl ↔ Н + + Cl −

NaOH↔ Na + + ОН −

H 2 SO 4 ↔ 2 Н + + SO 4 2−

KOH↔ K + + ОН −

HNO 3 ↔ Н + + NO 3 −

Если в таблице частицы нет, то это будет слабая частица (слабый ион).

Соль состоит из катиона (положительный ион) и аниона (отрицательный ион):

Ме + n К.О. - n (кислотный остаток)

Возможны 4 комбинации соли: 1. сильный + и сильный −

2. сильный + и слабый −

3. слабый + и сильный −

4.слабый + и слабый −

Рассмотрим реакции с такими вариациями ионов:

1. NaCl + H 2 O гидролиза нет, так как нет слабой частицы в соли, и не меняется рН (равен 7)

силь+силь

реакция нейтральная, и идет диссоциация на ионы: NaCl + H 2 O ↔ Na + + Cl − + H 2 O

2. гидролиз соды (технической)

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔

Сильн+слаб

CO 3 2− + Н + ОН - ↔ Н + CO 3 2− − + ОН - среда щелочная, рН>7 , нужно далее написать в молекулярном виде

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ Na + Н + CO 3 2− О + Na + ОН - О

3. Гидролиз сульфата цинка

ZnSO 4 + H 2 O ↔

Слаб+сильн

Zn +2 + Н + ОН - ↔ Zn +2 ОН - + + Н + среда кислая, рН<7, нужно далее написать в молекулярном виде

2 ZnSO 4 +2 H 2 O ↔ (Zn +2 ОН - ) + 2 SO 4 2- О + Н 2 + SO 4 2- О

4. гидролиз карбоната алюминия идет до конца, так как соль составлены из двух слабых частиц.

Al 2 (С O 3 ) 3 + 6H 2 O ↔ 2Al(OH) 3 + 3H 2 CO 3

Электрохимия

Если пластину металла поместить в раствор его соли, то на границе твердой и жидкой фаз образуется двойной электрический слой, величину которого оценивают значением электродного потенциала φ. Для многих металлов электродные потенциалы определены с помощью водородного электрода, потенциал которого принят равным нулю φ=0. Данные электродных потенциалов представлены в таблице №3 Приложения в методике 4/23/2 «Рабочая программа и задание для контрольной работы».

Стандартные электродные потенциалы ( 0 )

некоторых металлов (ряд напряжений) при 298К.

Электродная полуреакция

Электродная полуреакция

Li + (водн.) + 1 e - = Li (тв.)

3.045

Cd 2+ (водн.) + 2 e - = Cd (тв.)

0.403

Rb + (водн.) + 1 e - = Rb (тв.)

2.925

Co 2+ (водн .) + 2e - = Co (тв .)

0.277

K + (водн .) + 1 e - = K (тв.)

2.924

Ni 2+ (водн.) + 2 e - = Ni (тв.)

0.250

Cs + (водн.) + 1 e - = Cs (тв.)

2.923

Sn 2+ (водн.) + 2 e - = Sn (тв.)

0.136

Ba 2+ (водн.) + 2 e - = Ba (тв.)

2.905

Pb 2+ (водн.) + 2 e - = Pb (тв.)

0.126

Ca 2+ (водн.) + 2 e - = Ca (тв.)

2.866

Fe 3+ (водн.) + 3 e - = Fe (тв.)

0.037

Na + (водн.) + e - = Na (тв.)

2.714

2 H + (водн.) + 2 e - = H 2 (г.)

0.000

Mg 2+ (водн.) + 2 e - = Mg (тв.)

2.363

Sb 3+ (водн.) + 3 e - = Sb (тв.)

0.200

Al 3+ (водн.) + 3 e - = Al (тв.)

1.663

Bi 3+ (водн.) + 3 e - = Bi (тв.)

0.215

Ti 2+ (водн.) + 2 e - = Ti (тв.)

1.630

Cu 2+ (водн.) + 2 e - = С u (тв.)

0.337

Zr 4+ (водн.) + 4 e - = Zr (тв.)

1.539

Cu + (водн.) + e - = Cu (тв.)

0.520

Mn 2+ (водн.) + 2 e - = Mn (тв.)

1.179

Ag + (водн.) + e - = Ag (тв.)

0.799

V 2+ (водн.) + 2 e - = V (тв.)

1.175

Hg 2+ (водн.) + 2 e - = Hg (ж.)

0.850

Cr 2+ (водн.) + 2 e - = Cr (тв.)

0.913

Pd 2+ (водн.) + 2 e - = Pd (тв.)

0,987

Zn 2+ (водн.) + 2 e - = Zn (тв.)

0.763

Pt 2+ (водн.) + 2 e - = Pt (тв.)

1,188

Cr 3+ (водн.) + 3 e - = Cr (тв.)

0.744

Au 3+ (водн.) + 3 e - = Au (тв.)

1,498

Fe 2+ (водн.) + 2 e - = Fe (тв.)

0.440

Au + (водн.) + e - = Au (тв.)

1,692

Электродные потенциалы со знаком «минус» относятся к тем металлам, которые вытесняют водород из кислот. В заголовке таблицы – «Стандартные электродные потенциалы» соответствуют потенциалам, определенных в стандартных условиях: температура t =25 0 C (Т = 298 К), давление Р = 1 атм, концентрация раствора, в который погружен электрод С = 1 моль/л. φ 0 --- ст. усл.

Чем меньше электродный потенциал φ, тем активнее металл, тем большим восстановителем он является.

Пример . Какой металл более активный цинк или алюминий? Ответ: Алюминий, так как его потенциал (по таблице №3) меньше, чем у цинка.

Гальванические элементы.

Гальваническим элементом (ГЭ) называют устройство, в котором энергия химической реакции непосредственно превращается в электрическую. ГЭ состоит из соединенных между собой металлических электродов, погруженных в растворы их соли. Пластины металлов соединены через показывающий прибор. Полуэлементы соединяются в электрическую цепь с помощью трубки, заполненной токопроводящим раствором (так называемого солевого мостика). На рис.1. приведена схема медно-цинкового гальванического элемента (Якоби-Даниэля). − Zn / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu +

Zn Cu

- +

ZnSO 4 CuSO 4

Рис. 1. Схема гальванического элемента: 1 - электрод (Zn); 2- сосуд с раствором ZnSO 4 ; 3 - солевой мостик; 4- сосуд с раствором CuSO 4 ; 5- электрод (Си).

Выписываем значения электродных потенциалов для цинка и меди из таблицы №3:

 0 = 0,337 В  0 = −0,763 В

Cu 2+ / Cu 0 Zn 2+ / Zn 0

Металл, имеющий меньшее значение электродного потенциала считается анодом и он окисляется.

Видим, что значение потенциала для цинка меньше, чем для меди, делаем вывод, что цинк

анод (выполняет функцию отрицательного электрода) А Zn 0 - 2ē  Zn 2+

Металл, имеющий большее значение электродного потенциала считается к атодом и он восстанавливается.

Реакция на правом электроде для меди, так как он катод (выполняет функцию положительного электрода) соответствует процессу восстановления:

К Сu 2+ + 2ē  Cu 0

Гальванические элементы изображаются следующей записью:

− Zn 0 / ZnSO 4 / / CuSO 4 / Cu 0 + или в ионной форме: − Zn 0 / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu 0

в которой вертикальные линии символизируют границу металл - раствор, а двойная - границу между растворами электролитов.

Работа ГЭ оценивается величиной его Э.Д.С.(наибольшее напряжение, которое может дать ГЭ). ЭДС гальванического элемента представляет собой разность электродных потенциалов окислителя и восстановителя, то есть равна разности электродных потенциалов катода и анода.

Е =  К 0 −  А 0 (1) Е теор =  К расч −  А расч

Электродный потенциал металла зависит от концентрации его ионов в растворе.

Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

где  - стандартный потенциал металла, R - универсальная газовая постоянная, Т - абсолютная температура, n - число рабочих электронов , переходящих от анода к катоду, F - число Фарадея 1 F = 96500 Кл, С - концентрация ионов металла.

Если в приведенном уравнении заменить константы R и F их численным значениями, а натуральный логарифм десятичным, то оно примет следующий вид:

Если концентрации растворов у электродов неодинаковы, то сначала рассчитывают новые значения потенциалов для катода и анода с поправкой на концентрацию по уравнению Нернста, а затем подставляют в уравнение (1).

Концентрационный гальванический элемент (КГЭ) состоит из двух пластин одного металла, погруженных в растворы его соли, которые отличаются лишь концентрацией. − Zn 0 / Zn 2+ / / Zn 2+ / Zn 0 +

Zn Zn

- +

ZnSO 4 Zn SO 4

С 1 С 2 Рис. 2. Схема гальванического элемента:1,5 - электроды (Zn); 2, 4 - сосуды с раствором ZnSO 4 ; 3 - солевой мостик.

Электрод, который погружен в раствор с меньшей концентрацией считается анодом.

Допустим, С 1 < С 2 , тогда левый электрод 1 является анодом, а правый электрод 2 будет катодом. КГЭ работает до тех пор, пока не выровняются концентрации С 1 ’= C ’ 2 .

Коррозия металлов

это разрушение (окисление) металлов под действием окружающей среды.

Поляризация – замедление коррозии за счет образования на поверхности металла: 1) тонкой, невидимой глазом, пленки, которая препятствует дальнейшему проникновению окислителя; такая пленка есть у Al , Ti , Zn , Sn , Pb , Mn , Cd , Tl .

2) толстого слоя продуктов коррозии (видим), который затрудняет подход к самому металлу. В этом случае степень поляризации зависит от пористости этого слоя. Например, зеленая патина на меди имеет состав ( CuOH ) 2 CO 3 и пористость ее меньше, чем у железа (продукт ржавчина Fe 2 O 3 · nH 2 O ), следовательно патина лучше защищает медь, чем ржавчина железо.

Деполяризация – ускорение коррозии. Различают водородную и кислородную.

1) Водородная деполяризация происходит в кислых средах (разбавленные кислоты HCl , H 2 SO 4 , HNO 3 и т.д.). При электрохимической коррозии, так как во многие металлы вводят лигирующие металлические добавки и за счет разности потенциалов образуются микрогальванические элементы, на катоде происходит восстановление среды, то есть восстановление водорода из кислоты:

К 2Н + + 2ē  Н 0 2 ,

а на аноде А окисление металла .

2) Кислородная деполяризация происходит в нейтральных и слабощелочных средах (рассматриваем атмосферную коррозию)

К 2Н 2 О + + O 2 + 4ē  4ОН − ,

А Fe 0 - 2ē  Fe 2+ окисление железа до Fe 2+ в начале коррозии, только потом, со временем, происходит доокисление до Fe 3+ .

Продукт коррозии Fe (OH ) 2 + O 2 → Fe (OH ) 3 или Fe 2 O 3 · nH 2 O бурая ржа .

ВЫВОД: коррозия (окисление) металла всегда анодный процесс, а на катоде происходит восстановление среды.

Многие концентрированные кислоты пассивируют (блокируют, резко уменьшают скорость коррозии) многие металлы. Так концентрированная серная кислота пассивирует железо: на поверхности образуется плотная тонкая пленка FeSO 4 , которая препятствует проникновению серной кислоты.

Влияние водородного показателя на скорость коррозии.

График 1 для металлов Al , Zn , Sn , Pb . Эти металлы устойчивы в нейтральной среде за счет амфотерности (стоят между истинными металлами и неметаллами в таблице Менделеева) и продукты коррозии реагируют и с кислотами и со щелочами. Таким образом, необходимо подготавливать воду для работы с теплообменниками из алюминия (поправка: Al устойчив при рН=7; Pb при рН=8; Sn при рН=9; характер кривой тот же).

скорость V КОР

коррозии

V КОР

| |

0 7 pH 0 7 pH

График 1. График 2.

На графике 2 представлена кривая для железа: он устойчив в сильнощелочных средах.

Способы защиты металлов от коррозии.

  1. Легирование металлов – введение металлических добавок в основной металл, с целью получения новых свойств: а) увеличение твердости – рельсы, колесо Mn , W , Zn , Cr , Mo и т.д.; б) усиление коррозионной устойчивости – различные типы нержавеющей стали; в) появление пластичности и мягкости; г) ферромагнитные свойства.
  2. Введение ингибиторов коррозии – веществ, которые уменьшают агрессию среды: поглотители кислорода в растворе Na 2 SO 3 ; катодные замедлители – образуют пленку на металле (хроматы, бихроматы K 2 Cr 2 O 7 , нитриты и т. д.); для кислых сред применяют органические соединения (катапин).
  3. Неметаллические покрытия : лаки, краски, смазки, воски, пасты, полимеры, резины, эбониты. Защита резиной и эбонитом называется гуммированием.
  4. Электрохимическая защита : а) металлические покрытия ; б) протекторная защита; в) катодная защита.
  5. Защита от блуждающих токов : считается что 50% коррозии на ж/д транспорте происходит за счет блуждающих токов, подвергаются все части подвижного состава и то, что находится в земле. Идея защиты состоит в отведении части токов через направляющие в земле, которые подсоединены к диоду, который организует прохождение тока в одном направлении (отсос).
  6. Защита от микробиологической коррозии : лаки- краски на основе полимеров, воздухообмен, температурный режим не выше 20 0 С и влажность не более 80%, консерванты с применением ингибиторов, протекторная и катодная защита.

Протекторная защита: I - стальная конструкция, Катодная защита: I - труба с покрытием,

2- протектор, 3- наполнитель, 4- электрический 2- соединительные провода, 3- источник

контакт с конструкцией, 5 – контрольно- постоянного тока, 4- анод.

измерительный вывод (I ПЗ – ток протекторной Механизм: электролиз

защиты). Механизм: ГЭ

При протекторной (анодной) электрохимической защите к защищаемой конструкции металла присоединяют протектор - металл с более отрицательным значением электродного потенциала . Активность металла, выбранного в качестве защиты, может быть оценена радиусом действия протектора, т.е. тем расстоянием, на которое распространяется действие выбранного металла. Для протекторной защиты стали используется чаще всего цинк, а также алюминий, кадмий и магний. Радиус действия протекторной защиты составляет примерно 50 м.

При защите кабелей, трубопроводов и других конструкций, находящихся в грунте, протекторы из цинка устанавливаются в заполнитель состава: 25%CaSO 4 ·2Н 2 О, 28%Na 2 SО 4 · 10 Н 2 О, 50%глины. Протекторы для установки в грунт обычно изготовляют в виде цилиндров. Для контакта с соединительным проводом, который обычно припаивается, в протекторе имеется стальной оцинкованный сердечник.

Скорость коррозии при анодной защите может быть снижена до минимальной величины, соответствующей току полной поляризации, но никогда не уменьшается до нуля, как в случае катодной защиты.

Катодная электрохимическая защита применяется для предохранения металлических изделий, находящихся в почве. Она осуществляется присоединением металлоконструкций к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока. При катодной защите в качестве вспомогательного электрода (анода) используют нерастворимые материалы (графит, уголь) или растворяющийся металлический лом (рельсы, старые трубы), который периодически нужно возобновлять. В случае борьбы с подземной коррозией положительный полюс внешнего источника тока заземляют. Радиус действия катодной защиты составляют около 2 км.

Защита от блуждающих токов : I – выпрямительная подстанция, 2- воздушная контактная сеть, 3- рельсы, 4- почва, 5- блуждающий ток, 6- трубопровод, 7- диод, 8- металлическая перемычка.

Для защиты подземных металлических сооружений от разрушения блуждающими токами используется электродренажная защита . Она осуществляется соединением металлическим проводником анодного участка подземного сооружения (трубы) с источником блуждающих токов, например, рельсом. Ток проходит по металлическому проводнику, вследствие чего устраняется разность потенциалов земля-рельс, а значит, и опасность коррозии. Так как на электрифицированных железных дорогах ток часто может менять свое направление, то для большей надежности защиты применяют поляризованный электрический дренаж. Для этого в металлические соединения включают выпрямитель, например, кремниевый или германиевый диод, который гарантирует прохождение тока только в нужном направлении.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Это превращение вещества под действием электрического тока. При этом на катоде восстанавливаются положительные частицы (катионы) , а на аноде окисляются отрицательные частицы (анионы ).

При электролизе применяются растворимые (металлические) и нерастворимые (угольные) электроды. Растворимость электрода важна только для анодного процесса . По умолчанию применяются угольные электроды.

Первый закон Фарадея .

При пропускании через раствор или расплав вещества количества электричества 1 F = 96500 Кл на катоде и на аноде выделяется по одному эквиваленту продуктов электролиза.

Второй закон Фарадея.

Масса или объем продукта электролиза прямо пропорционально зависит от силы тока, времени пропускания электричества и природы продукта электролиза.

и,

Где I – сила тока , А; t – время, с ; Э прод – массовый эквивалент , г; Э V прод – объемный эквивалент, л. Выход по току

Для электролиза характерны высокие значения выхода по току: 97- 99%.

Электролиз применяется для получения высокочистых веществ, металлов, для нанесения покрытий, гальваностегия, гальванопластика, разделение смесей веществ, для проведения электрокоагуляции, для выработки водорода как альтернативного топлива, в катодной защите от коррозии и т.д..

Правила написания уравнений электролиза для водных растворов.

  1. Восстановление катионов на катоде.

а) Если металл соли стоит в «ряду напряжений» до Al включительно, то на катоде восстанавливается водород из воды, а металл остается в растворе:

К 2Н + + 2ē → Н 0 2

б ) Если металл соли стоит в «ряду напряжений» от Ti до Н включительно, то на катоде восстанавливается и водород из воды и металл:

К 2Н + + 2ē → Н 0 2 и Cr 3+ + 3ē → Cr 0

в) Если металл соли стоит в «ряду напряжений» после водорода, то на катоде восстанавливается один металл:

К Ag + + 1 ē → Ag 0

  1. Окисление анионов на аноде

а) для нерастворимых (угольных) электродов :

S 2- , I - , Br - , Cl - , OH - , NO 3 - , SO 4 2- , PO 4 3-

возрастание трудности окисления анионов.

б) для растворимых(металлических) электродов :

анионы соли остаются в растворе, а окисляется материал растворимого металлического анода .

PAGE 7


катион +

анион −

Иомнное произведемние водым -- произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH? в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Вывод значения ионного произведения воды

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H2O + H2O - H3O+ + OH?илиH2O - H+ + OH?

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

Концентрация ионов гидроксония (протонов);

Концентрация гидроксид-ионов;

Концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8Ч10?16моль/л. Уравнение (1) можно переписать как: Обозначим произведение K· = Kв = 1,8Ч10?16 моль/л·55,56 моль/л = 10?14мольІ/лІ = · (при 25 °C).

Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры -- наоборот. Практическое значение ионного произведения воды

Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации или ) найти соответственно концентрации или . Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами -- соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).

Так как Kв -- константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H+), концентрация гидроксид-ионов OH? будет падать и наоборот. В нейтральной среде = = моль/л. При концентрации > 10?7 моль/л (соответственно, концентрации < 10?7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации > 10?7 моль/л (соответственно, концентрации < 10?7 моль/л) -- щелочной.

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН

Вода представляет собой слабый амфотерный электролит:

Н2О Н+ + ОН-или, более точно:2Н2О Н3О+ + ОН-

Константа диссоциации воды при 25оС равна: Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л = 55,55 моль/л). Тогда

Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW:

Диссоциация воды - процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13.

В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой:

10-7 моль/л Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если = 10-3 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если = 10-2 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды.

На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями.Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода:

Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила:

рОН = - lg

Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что

рН + рОН = 14

Если рН среды равен 7 - среда нейтральная, если меньше 7 - кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 - среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы. По величине электропроводности чистой воды можно определить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде.

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул в воде практически равна общей концентрации воды, поэтому из выражения для константы диссоциации воды получакм, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды.

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными. В кисдых растворах больше ионов водорода, в щелочных - гидроксид-ионов. Но произведение их концентраций всегда постоянно. Это означает, что если известна концентрация ионов водорода в водном растворе, то тем самым и определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щёлочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Кислотность или щёлочность раствора можно выразить более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается рН:. Отсюда ясно, что в нейтральном растворе pH=7; в кислых растворах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор; в щелочных растворах рН>7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора.

Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реакцию раствора можно определить с помощью специальных реакторов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространены метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин и лакмус.