Справочники / Врублевский А.И. Химия. Теоретический курс для подготовки к ЕГЭ

Глава 11. Электролитическая диссоциация. Ионные уравнения реакций 291

а) СН3СООН # СН3СОО- + Н+

б) Fe(OH)2 # FeOH+ + ОН"

FeOH+ # Fe2+ + ОН"

г) КН2РО4 -> К+ + Н2РО4

Н2РО4 # Н+ + НРО2~

НРО2~ # Н+ + РО34-

Ответ: 1).

11.4. ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СТЕПЕНЬ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

На степень электролитической диссоциации слабых элект­ ролитов влияет ряд факторов:

•природа растворителя и электролита: сильными элект­ ролитами являются вещества с ионными и ковалентными сильнополярными связями; с хорошей ионизирующей способностью, т. е. способностью вызывать диссоциацию веществ, обладают растворители с большой диэлектри­ ческой проницаемостью, молекулы которых полярны (например, вода);

•температура: поскольку диссоциация — процесс эндо­ термический, повышение температуры повышает значе­ ние а;

•концентрация: при разбавлении раствора степень диссо­ циации возрастает, а с увеличением концентрации — уменьшается;

•стадия процесса диссоциации: каждая последующая ста­ дия менее эффективна, чем предыдущая, примерно в 1000—10 000 раз; например, для фосфорной кислоты

(Xj > а2 > а3:

Н3РО4 # Н+ + Н2РО4 (первая стадия, аД

Н2РО4 # Н+ + НРО4 (вторая стадия, а2),

НРО2-# Н+ + РО4~ (третья стадия, а3).

По этой причине в растворе данной кислоты концентра­ ция ионов водорода наибольшая, а фосфат-ионов РОд- — наи­ меньшая.

1.Растворимость и степень диссоциации вещества между собой не связаны. Например, слабым элект­ ролитом является хорошо (неограниченно) раство­ римая в воде уксусная кислота.

2.В растворе слабого электролита меньше других содержится тех ионов, которые образуются на по­ следней стадии электролитической диссоциации.

На степень электролитической диссоциации влияет так­ же добавление других электролитов', например, степень диссоциации муравьиной кислоты

НСООН нсоо- + Н+

уменьшается, если в раствор внести немного формиата натрия. Эта соль диссоциирует с образованием формиатионов НСОО-:

HCOONa НСОО- + Na+.

В результате концентрация ионов НСОО- в растворе повышается, а согласно принципу Ле Шателье, повышение концентрации формиат-ионов смещает равновесие процес­ са диссоциации муравьиной кислоты влево, т. е. степень диссоциации уменьшается.

11.5. ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ

Поскольку в водных растворах электролиты распадаются на ионы, можно утверждать, что реакции в водных растворах электролитов — это реакции между ионами. Такие реакции могут протекать как с изменением степени окисления атомов:

Fe + 2НС1 = FeCl2+H2t,

так и без изменения степени окисления:

NaOH + НС1 = NaCl + Н2О.

Глава 11. Электролитическая диссоциация. Ионные уравнения реакций 293

В общем случае реакции между ионами в растворах назы­ ваются ионными, а если они являются обменными, то реак­ циями ионного обмена. Реакции ионного обмена протекают только тогда, когда образуются вещества, которые покидают сферу реакции в виде: а) слабого электролита (например, воды,

уксусной кислоты); б) газа (СО,, SO,); в) труднорастворимого вещества (осадка). Формулы труднорастворимых веществ определяются по таблице растворимости (AgCl, BaSO4, H2SiO3, Mg(OH)2, Cu(OH), и т. д.). Формулы газов и слабых электро­ литов нужно запомнить. Отметим, что слабые электролиты могут быть хорошо растворимы в воде: например, СН3СООН,

Н3РО4, hno2.

Сущность реакций ионного обмена отражают ионные урав­ нения реакций, которые получают из молекулярных уравнений

ссоблюдением следующих правил:

1)в виде ионов не записывают формулы слабых электро­ литов, нерастворимых и малорастворимых веществ, газов, оксидов, гидроанионов слабых кислот (HS", HSO3, НСО3, Н,РО4 , НРО2"; исключение — ион HSO" в разбавленном рас­ творе); гидроксокатионов слабых оснований (MgOH+, CuOH+); комплексных ионов ([А1(ОН)6]3-, [Zn(OH)4]2", [Ве(ОН)4]2");

2)в виде ионов представляют формулы сильных кислот, щелочей, растворимых в воде солей. Формулу Са(ОН)2 пред­ ставляют в виде ионов, если как реагент используется извест­ ковая вода, но не записывают в виде ионов, если использует­

ся или образуется известковое молоко.

Различают полное ионное и сокращенное (краткое) ионное

уравнения реакции. В сокращенном ионном уравнении отсут­ ствуют ионы, представленные в обеих частях полного ионно­ го уравнения. Примеры записи молекулярного, полного ион­ ного и сокращенного ионного уравнений:

•NaHCO3 + НС1 = NaCl + Н2О + CO,t — молекулярное, Na+ + НСО3 + Н+ + СП = Na+ + Cl" + Н,О + СО,Т —

полное ионное, НСО3 + Н+ = Н,0 + СО,Т — сокращенное ионное;

296 Общая химия

б) В щелочной среде не могут присутствовать ионы HSO3 и Zn2+, так как они реагируют с гидроксид-ионами с образо­

ванием либо слабого электролита, либо осадка:

HSO- + ОН" # Н2О + so-

Zn2+ + 2ОН- = гп(ОН)2Ф.

Ответ: a) HSO~ и СН3СОО“; б) HSO; и Zn2+.

Остатки кислых солей слабых кислот не могут в зна­ чительных количествах присутствовать ни в кислой, ни в щелочной среде, потому что в обоих случаях образуется слабый электролит.

То же можно сказать об остатках основных солей, содер­ жащих гидроксогруппу:

СиОН+ + ОН" = Си(ОН)Д,

СпОН+ + Н+ = Си2+ + Н2О.

11.6.СВОЙСТВА КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

СТОЧКИ ЗРЕНИЯ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ

ДИССОЦИАЦИИ

С точки зрения теории электролитической диссоциации все общие свойства кислот, независимо от их состава, обусловле­ ны наличием в их растворах избытка ионов водорода, а общие свойства оснований, независимо от их состава, — наличием в их водных растворах избытка гидроксид-ионов. В этом лег­ ко убедиться, записав сокращенные ионные уравнения реакций с участием различных кислот и оснований (табл. 11.3).

Например, согласно сокращенному ионному уравнению

Н+ + он- = н2о,

взаимодействуют в растворе не только указанные в табл. 11.3 HC1 и NaOH, но и все сильные кислоты (H2SO4, НВг, HI) со всеми щелочами (КОН, LiOH и т. д.).

Глава 11. Электролитическая диссоциация. Ионные уравнения реакций 297

Таблица 11.3

Свойства кислот и оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации

Или: согласно сокращенному ионному уравнению 2ОН“ + Fe2+, реагируют в растворе не только Ва(ОН)2 и FeCl2, но и все ще­ лочи со всеми другими растворимыми солями железа(П).

11.7. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (pH). КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ ИНДИКАТОРЫ

Молярные концентрации ионов Н+ и ОН- в водных рас­ творах взаимосвязаны: при увеличении концентрации ионов водорода (добавление кислоты) уменьшается концентрация гидроксид-ионов, а при увеличении концентрации гидроксид­ ионов (добавление щелочи) уменьшается концентрация ионов водорода. При этом произведение равновесных молярных кон­ центраций ионов Н+ и ОН" остается постоянным:

с(Н+) • с(ОН”) - 10“14 моль2/(дм3)2.