7.8. Реакции обмена в растворах электролитов

Свойства водных растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, на которые они диссоциируют. Так кислоты можно определить, как электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Наличие этих ионов определяет общие химические свойства кислот. Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-анионы.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. И каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации. Величина константы диссоциации по первой ступени самая большая. Т.к. оторвать ион от незаряженной частицы легче, чем от заряженной.

H2S  H+ + HS–
HS–  H+ + S2–

Mg(OH)₂  MgOH⁺ + OH^–,

MgOH⁺  Mg²⁺ + OH^–.

Реакции в растворах электролитов сводятся к взаимодействию ионов растворенных веществ. Эти реакции идут только в том случае, если в результате образуются молекулы трудно растворимого, газообразного или малодиссоциированного вещества. Если в реакцию вступают слабые электролиты, летучие или малорастворимые вещества, то реакция происходит в тех случаях, когда образующиеся вещества будут менее диссоциированными, более летучими, менее растворимыми.

7.8.1. В реакциях, идущих с выделением газов, образуются водородные соединения неметаллов (такие как сероводород, аммиак, галогеноводороды), летучие оксиды (SO₂, CO₂).

ZnS + 2HCl = ZnCl₂ + H₂S↑,

ZnS + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂S↑.

7.8.2. В реакциях, идущих с образованием трудно растворимых веществ, последние выводятся из сферы реакции в виде осадка.

CaCl₂ + K₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2KNO₂,

Ca²⁺ + CO₃^2– = CaCO₃↓.

Осадок трудно растворимого вещества находится в состоянии динамического равновесия с насыщенным раствором. Вещества с ионной кристаллической решеткой переходят в раствор в виде ионов. Процесс растворения – гетерогенный, происходит на поверхности осадка, поэтому константа равновесия будет определяться только произведением концентрации ионов в растворе.

Произведение концентраций ионов трудно растворимого электролита, содержащегося в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Эту величину называют произведением растворимости электролита, обозначают буквами ПР. Значения ПР для малорастворимых веществ приведены в таблице приложения 7.

CaCO₃  Ca²⁺ + CO₃^2–

ПР = [Ca²⁺] [CO₃^2–] = 4,8  10^–9

7.8.3. В качестве слабых электролитов в реакциях обмена могут образовываться:

1) слабые кислоты (уксусная, угольная, кремниевая и др.):

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl,

CH₃COO^– + H⁺ = CH₃COOH.

2) нерастворимые основания:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄,

Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂↓.

3) комплексные ионы (например, ион-гидроксокомплекс в реакции амфотерных гидроксидов со щелочами):

Zn(OH)₂ + 2KOH = K₂[Zn(OH)₄],

Zn(OH)₂ +2OH^– = [Zn(OH)₄]^2–.

4) вода в реакции нейтрализации:

KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂O,

OH^– + H⁺ = H₂O.

7.8.4. Вода как слабый электролит. Водородный показатель

Вода является очень слабым электролитом. Процесс диссоциации ее можно описать константой равновесия:

Н₂О  Н⁺ + ОН^–,

.

Но так как концентрация воды в процессе диссоциации практически не меняется, ее можно включить в константу, тогда получается следующее выражение K_в, которое называется ионным произведением воды и равно 10^–14.

Kв = [H+][OH–] = 10–14.

(7.19)

Таким образом, в водных растворах концентрации ионов водорода и гидроксил-ионов связаны между собой, и зная величину концентрации одного иона, можно легко определить концентрацию второго иона.

Водородный показатель. Вода является амфотерным веществом, так как при диссоциации распадается на ионы водорода и гидроксила. В присутствии других веществ соотношение ионов может меняться. Для характеристики кислотности среды датским ученым Сёренсеном в 1909г. введен водородный показатель или рН – это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода в растворе.

pН = –lg[H+]

(7.20)

Зная величину рН, можно вычислить концентрацию ионов водорода в растворе:

[H+] = 10–pН

(7.21)

В чистой воде концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов равны 10^–7 моль/л. Логарифм этой величины, взятой с обратным знаком равен 7. При рН = 7 – среда нейтральная. В кислой среде концентрация ионов водорода будет больше, соответственно рН будет меньше 7 (при pH  7 – среда кислая). В щелочной – больше 7 (рН  7 среда щелочная).

Приближенно величину рН можно определить, используя кислотно-основные индикаторы. Кислотно-основными индикаторами или просто индикаторами, называют вещества, меняющие свою окраску в определенной области значений рН раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты HInd и основания IndOH, молекулы и ионы которых имеют разную окраску.

Существует так называемый универсальный индикатор – это смесь различных индикаторов. Цвет его изменяется от красной (рН < 3,4) окраски [через оранжевую (рН 3,4–4,7), желтую (рН 4,7–6,2), зеленую (рН 6,2–7,2), голубую (7,2–8,5)] до фиолетовой (рН > 8,5).

Гораздо точнее можно измерить значения рН специальными приборами – рН-метроми (рис. 7.4). При помощи этих приборов можно определить рН растворов в диапазоне от 0 до 14 с точностью до 0,01 единицы рН.

Рис. 7.4. рН-метр-ионометр ЭКСПЕРТ-001: 1 – внешний вид измерительного преобразователя, 2 – цифровой ЖК дисплей, 3 – клавиатура, 4 – температурный датчик, 5 – электрод стеклянный комбинированный (для измерения рН), 6 – пробка для отверстия