6.7. Смещение равновесий в ионных реакциях. Направление ионных реакций

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и идут в сторону образования газообразных или малорастворимых веществ (см. прил., табл. 6), или слабых электролитов.

Например, при добавлении щелочи в раствор хлорида меди образуется осадок Cu(OH)₂:

CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂+ 2NaCl,

Cu²⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺+ 2OH^- = Cu(OH)₂ + 2Na⁺+ 2Cl^-.

(полное ионно-молекулярное уравнение)

Равновесие сдвигается вправо из-за образования осадка Cu(OH)₂. Сокращенное ионное уравнение отражает сущность ионной реакции:

Cu ²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂.

Пример реакции, которая протекает в сторону образования одновременно газообразного продукта CO₂ и мало диссоциирующего вещества Н₂О:

K₂CO₃ + 2HCl  2KCl + H₂O + CO₂;

2K⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^-  2K⁺ + 2Cl^- + H₂O + CO₂;

CO₃^2- + 2H⁺  H₂O + CO₂.

Пример ионной реакции, протекающей в сторону образования мало диссоциирующего электролита, например H₂O:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O;

2Na⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + SO₄^2- = 2Na⁺ + SO₄^2- + 2H₂O;

H⁺ + OH^- = H₂O.

В ионных или ионно-молекулярных уравнениях реакций с участием электролитов сильные растворимые электролиты, поскольку они полностью диссоциированы, записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества, записывают в виде молекул.

Суммы электрических зарядов в левой и правой частях ионно-молекулярных уравнений должны быть равны.

6.8. Ионное произведение воды

Вода является очень слабым электролитом, диссоциирующим по уравнению Н₂О  Н⁺ + ОН^-.

Константа диссоциации воды при 22^°С равна:

Kд  1,810^-16.

Доля молекул воды, диссоциированных на ионы, настолько мала, что концентрацию недиссоциированных молекул можно считать постоянной и равной числу молей воды в литре, т.е.

[H₂O] 55,56 моль/л.

Молярная масса воды равна 18 г/моль.

Подставив это значение в выражение константы диссоциации, получим

[H⁺][OH^-]1,810^-16×55,5610^-14.

Эта постоянная величина называется ионным произведением воды (К_Н2О); она не зависит от присутствия в воде других ионов (но зависит от температуры). Всякий водный раствор, как и чистая вода, содержит ионы Н⁺ и ОН^- и ни в каком случае [H⁺] или [OH^-] не могут быть равны нулю, так как при этом их произведение должно обратиться в нуль.

При растворении в воде какой-либо кислоты концентрация катионов водорода [H⁺] увеличивается, а концентрация [OH^-] уменьшается, и наоборот. Величина ионного произведения при этом постоянная [H⁺][OH^-]10^-14.

При диссоциации чистой воды

[H⁺][OH^-] =110^-7 моль/л.

В кислой среде [H⁺]>[OH^-], [H⁺]>1∙10^-7 моль/л и соответственно [OH^-]<1∙10^-7 моль/л. Например, при [HCl]=0,1 моль/л рН=1.

В щелочной среде [H⁺]<[OH^-], [H⁺]<1∙10^-7 моль/л и соответственно [OH^-]>1∙10^-7 моль/л. Например, при [KOH]=0,1 моль/л рН=13.

6.9. Водородный показатель среды (рН)

Воспользовавшись одной из величин [H⁺] или [OH^-], можно количественно охарактеризовать кислотные и щелочные свойства растворов. Обычно для этого используют концентрацию катионов водорода [Н⁺], но эта величина выражается дробными и часто очень малыми числами, которыми неудобно оперировать. Поэтому для количественной характеристики кислотности или щелочности раствора пользуются особой величиной, называемой водородным показателем рН:

pH  – lg [H⁺].

Тогда для нейтральной среды рН7, для кислотной среды pH<7, для щелочной среды рН>7.

В табл. 10 приложения показана взаимосвязь концентраций ионов [Н⁺], [ОН^-] и рН в кислых и щелочных растворах.

Одним из методом оценки величины рН является метод, основанный на применении индикаторов – веществ, изменяющих свою окраску в зависимости от концентрации ионов [Н⁺], т.е. величины рН раствора.

Изменение окраски каждого индикатора наблюдается только в некоторых пределах значений рН.

Интервал значений рН, в котором окраска индикатора изменяется в соответствии с изменением рН, называется областью перехода или интервалом индикатора.