2.3.1 Ионные уравнения реакций

По теории электролитической диссоциации все реакции электролитов в водных растворах являются реакциями между ионами. Такие реакции представляют в виде ионных уравнений. При составлении ионных уравнений реакций каждое вещество записывается в той форме, которая для данного равновесного состояния в растворе является преобладающей.

В виде ионов изображают только сильные растворимые электролиты, все остальные вещества (малодиссоциированные, малорастворимые, газообразные, а также неэлектролиты) записываются в молекулярном виде. Знак  при формуле вещества показывает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде осадка, знак  - в виде газа.

Сумма зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме зарядов правой части.

Составление уравнений реакций электролитов рекомендуется выполнять в определенной последовательности:

1. Составить молекулярное уравнение.

2. Определить природу исходных и образующихся веществ (сильный и слабый электролит, растворимый или малорастворимый (по таблице растворимости)).

3. Переписать уравнение, изобразив каждое вещество в соответствующей форме (в виде ионов – сильные электролиты, в виде молекул - все остальные вещества).

4. Сравнить состав реагирующих и образующихся частиц, выявить одинаковые, следовательно, не принимающие участия в реакции, ионы.

5. Исключить одинаковые ионы, написать сокращенное ионно – молекулярное уравнение.

6. Сделать вывод о возможности необратимого протекания реакции. Необратимо протекают реакции в направлении наибольшего связывания ионов с образованием осадков, газов, слабых электролитов и комплексных ионов.

Если связывания ионов нет, то с точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит, но при выпаривании раствора образуется смесь из исходных веществ и продуктов их обмена.

Пример 1

Реакция идет в прямом направлении, т.к. Н₂О более слабый электролит, чем СН₃СООН (К_{дисс., Н2О} = 1,80  10^-16  К_{дисс. СН3СООН} = 1,85  10^-5), а СО₂ удаляется из сферы реакции в виде газа.

Пример 2

Реакция не происходит, так как нет связывания ионов.

2.3.2 Ионное произведение воды. Водородный показатель. Гидроксильный показатель.

Вода, являясь весьма слабым электролитом, в очень малой степени диссоциирует на ионы:

Н₂О  Н⁺ + ОН^-

Данный равновесный процесс описывается константой равновесия:

где К – константа диссоциации воды. При 22⁰С она равна 1,8 ∙ 10^-16.

Так как степень диссоциации воды очень мала, то в уравнении (1) концентрацию воды [Н₂О] можно считать величиной постоянной

,

тогда

[H⁺][OH^-] = K [H₂O]=K_w,

где К_w – ионное произведение воды.

Подставляя значения К и [Н₂О] в уравнение (2), получим численное значение ионного произведения воды при 22⁰С.

K_w = [H⁺][OH^-] = 1,8 ∙ 10^-16 ∙ 55,56 = 10^-14

Зависимость К_W от температуры демонстрируется следующими данными:

t, C⁰ 10 22 30 50 100

К_W 0,36  10^-14 1,00  10^-14 1,89  10^-14 5,6  10^-14 74  10^-14

Таким образом, К_W - величина постоянная лишь при данной температуре.

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. При 22⁰С в нейтральных растворах концентрация как ионов водорода, так и гидроксид-ионов равна 10^-7 моль/л. В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных – концентрация гидроксид-ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид – ионов остается постоянным.

Отсюда следует, что степень кислотности и степень основности раствора можно выразить с помощью концентраций ионов H⁺ или OH^-:

Нейтральный раствор [H⁺] = 10^-7 моль/л,

Кислый раствор [H⁺]  10^-7 моль/л,

Щелочной раствор [H⁺]  10^-7 моль/л.

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН.

Водородным показателем рН называют десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

рH = -lg[H⁺] или [Н⁺] = 10^-рН

где [Н⁺] - концентрация ионов водорода, моль/л.

Гидроксильным показателем рОН называют десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов, взятый с обратным знаком:

рОН = - lg [OH^-] или [ОН^-]=10^-рОН

где [ОН^-] - концентрация гидроксид-ионов, моль/л.

Тогда

рН + рОН=14; рОН=14 - рН.

Наглядно зависимость между концентрацией ионов водорода, величиной рН и реакцией раствора можно выразить схемой

Из схемы видно, что чем меньше рН, тем больше концентрация ионов Н⁺, т.е. выше кислотность среды; и наоборот, чем больше рН, тем меньше концентрация ионов Н⁺, т. е. выше щелочность среды.