
Справочники / Врублевский А.И. Химия. Теоретический курс для подготовки к ЕГЭ
.pdf
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).
292 |
Общая химия |
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:
О |
+1 |
+2 |
О |
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
Электро |
Молекулярное |
Сокращенное |
лит |
уравнение реакции |
уравнение реакции |
Кислота |
2HBr + Fe = FeBr, + H,t |
2H+ + Fe = Fe2+ + H,T |
|
НС1 + NaOH = NaCl + Н2О |
н+ + он- = н2о |
|
HI + NaHCO3 = |
н+ + нсо3 = н2о + co2t |
|
= Nai + CO2T + H2O |
2Н+ + ZnO = Zn2+ + Н,0 |
|
2HNO3 + ZnO = |
|
|
= Zn(NO3)2 + H2O |
|
Основание |
2NaOH + H2SO4 = |
ОН-+ Н+ = Н,О |
|
= Na2SO4 + 2H2O |
|
|
Ba(OH)2 + FeCl2 = |
2ОН- + Fe2+ = Fe(OH)2>L |
|
= Fe(OH)2i + BaCl2 |
|
|
2KOH + CO2 = |
2ОН- + СО2 = Н2О + СО2’ |
|
= K2co3 + H2o |
|
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.
298 |
Общая химия |
Поэтому, зная концентрацию одного из ионов (Н+ или ОН“), можно найти концентрацию другого, например:
с(ОН-) = 10~14/с(Н+).
Растворы, в которых с(Н+) = с(ОН ) = 10“7 моль/дм3, назы ваются нейтральными, а растворы, в которых с(Н+) > с(ОН“)
и с(Н+) < с(ОН“), — соответственно кислыми и щелочными. Для характеристики кислотно-основных свойств среды на практике удобно использовать так называемый водородный показатель pH, который равен показателю степени молярной концентрации ионов водорода, взятому с противоположным знаком, например: с(Н+) = 10~2, pH = -(-2) = 2, а точнее,
pH = -lgc(H+).
Шкала изменения pH водных растворов электролитов:
с(Н+), |
I--- |
I--- |
--- |
1--- |
1--- |
i--- |
I--- |
1--- |
1--- |
i--- |
1--- |
1--- |
i--- |
1--- |
1 |
моль/дм3 |
1 |
IO-1 |
10“2 10~3 10"4 |
IO"5 10"6 IO"7 |
IO"8 |
IO"9 |
IO"10IO"11 IO"12 |
IO"13 |
IO"14 |
||||||
pH |
0 |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
11 |
12 |
13 |
14 |
В табл. 11.4 приведены характеристики сред различного типа с указанием окраски в них некоторых *.индикаторов
Таблица 11.4
Характеристика различных сред и кислотно-основных индикаторов
|
Значе |
Соотношение |
|
Тип |
концентраций |
||
ние |
|||
среды |
ионов |
||
рн |
|||
|
Н+ и ОН |
||
|
|
||
Нейтраль pH = 7 |
с(Н+) = с(ОН-) |
||
ная |
|
|
Цвет индикатора
Лакмус Фенол фиоле фта
Метил
товый леин
оранж
Фиоле Бесцвет Оран товый ный жевый
* Индикаторы — это органические вещества, которые изменя ют свою окраску в присутствии кислот и щелочей.
