Лекція 9

Тема. Іонні реакції у розчинах електролітів.

План лекції

1. Умови практичної незворотності іонних реакцій. Добуток розчинності.

2. Електролітична дисоціація води. Гідрогенний показник (pH). Індикатори.

3. Поняття про буферні розчини.

Література:

1. Голубєв А.В., Лисін В.І., Коваленко, Тарасенко Г.В, Хімія. - К.: Кондор, 2013 стр. 200-221.

2. Цвєткова Л.Б. Неорганічна хімія: теорії і задачі. Львів: «Магнолія», 2013. § 6.11;

3. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. - К.:Ірпінь, 2004 § 9.2-9.5.

Зміст лекції:

1.Умови практичної незворотності іонних реакцій. Добуток розчинності. Велика кількість хімічних реакцій проходить у розчинах. У таких реакціях обміну найчастіше беруть участь солі, кислоти, основи. Але чимало солей, кислот й основ у розчинах дисоціюють на йони, отже реакції в розчинах відбуваються не між молекулами, а між йонами. Такі реакції називають йонними.

Якщо хімічні реакції у водних розчинах електролітів відбуваються за участю йонів, то і хімічні рівняння, які відображають йонні реакції, слід записувати не лише в молекулярній, а й у йонній формі. Такі рівняння називають йонними рівняннями.

Для складання йонних рівнянь спочатку записують молекулярне рівняння реакції, наприклад:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

У другому рядку записуємо йонне рівняння. Для цього формули сильних електролітів потрібно записати в йонній формі. Для визначення сили електролітів можна користуватися таблицею розчинності, пам’ятаючи, що до сильних електролітів належать розчинні сполуки. Їхні формули записуємо в йонній формі. Вода є неелектролітом, тому її записуємо в молекулярній формі:

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- = Na⁺ + Cl^- + H₂O.

Таке рівняння називається повним йонним рівнянням.

У лівій і правій частинах йонного рівняння є однакові йони Na⁺ (натрій-плюс) і Cl^– (хлор-мінус). Ці йони можна видалити з лівої та правої частин йонного рівняння, оскільки вони не беруть участі в реакції. Скорочуємо в лівій і правій частинах рівняння катіони Натрію та аніони Хлору — й одержуємо скорочене йонне рівняння. У ньому записані тільки ті частинки, які реально взаємодіють у розчині:

OH^- + H⁺ = H₂O.

Реакції обміну в розчинах електролітів відбуватимуться до кінця, якщо один із продуктів реакції є неелектролітом. У цьому разі відбувається сполучення йонів, що утворюють неелектроліт, і вони виходять із сфери реакції. Це можливо, якщо в результаті реакції:

1)утворюється нерозчинна речовина (випадає осад),

2)виділяється газ,

3)утворюється вода або інший слабкий електроліт (Н₂S, Н₂СО₃, Н₂SО₃).

Якщо виконується хоча б одна з цих умов, реакція відбувається до кінця і є незворотною. Якщо ж ці умови не виконуються, то при змішуванні розчинів утворюється суміш йонів і реакція є зворотною.

Для прогнозування можливості перебігу реакцій йонного обміну в розчинах електролітів слід використовувати таблицю розчинності.

Розглянемо особливості поведінки розчинів електролітів.

Візьмемо, наприклад, насичений розчин малорозчинної солі-барій сульфату. Між осадом ВаSO₄ та іонами Ва²⁺ та SO₄^2-, що знаходяться в розчині, встановлюється динамічна рівновага:

тверда фаза насичений розчин

Примінимо до цієї рівноваги закон діючих мас та запишемо вираз для константи рівноваги:

Тому що , то це значення ми переносимо до :

Таким чином, в насиченому розчині важкорозчинного електроліту добуток концентрації його іонів при даній температурі є величина постійна, яка називається добутком розчинності і позначається ДР .

Значення ДР –величини з довідника. Величина ДР характеризує здібність електроліту розчинятися. З величини ДР електроліту можна визначити його розчинність, та навпаки, з розчинності можна визначити величину ДР (розчинність виражають в моль/л ). Для того, щоб визначити розчинність солі в моль/л, треба написати рівняння дисоціації солі. Розглянемо дисоціацію аргентум карбонату: