4.2.2. Реакції в розчинах електролітів. Іонні рівняння

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації реакції в розчинах електролітів відбуваються між іонами.

Реакції між іонами відбуваються тільки тоді, коли в результаті їх взаємодії утворюється малорозчинна або легколетка сполука, або слабкий електроліт.

Вираження рівнянь хімічних реакцій в іонному вигляді дозволяє з’ясувати, у яких випадках реакції мають тільки один напрямок, а коли вони оборотні. Розглянемо декілька типів хімічних реакцій з позиції теорії електролітичної дисоціації та спробуємо встановити закономірності їх перебігу.

Оборотні реакції. Якщо змішати розчини натрій хлориду та калій нітрату, то ніяких змін не відбудеться. Натрій хлорид у розчині дисоціює на іони Натрію та хлориду, а калій нітрат – на іони Калію та нітрат-іони. Рівняння реакції, яка відбувається між цими речовинами має такий вигляд:

.

Вихідні речовини добре розчинні у воді, є сильними електролітами і тому в розчині знаходяться у вигляді іонів. Іонне рівняння реакції можна записати так:

.

Як бачимо, і в лівій, і в правій частинах рівняння в розчині знаходяться одні й ті ж іони. Таким чином, реакція фактично не відбувається.

Розглянемо іншу реакцію:

.

Запишемо її в іонно-молекулярному вигляді (усі речовини, які є сильними електролітами, записуються як іони, інші – як молекули):

.

Після скорочення однакових іонів отримуємо

Ця реакція є оборотною, оскільки і в лівій, і в правій частинах рівняння є недисоційовані молекули. Таким чином, ця реакція не відбувається до кінця.

Необоротні процеси. Серед практично необоротних реакцій можна виділити декілька типів.

Реакції іонного обміну можна вважати здійсненими до кінця в тих випадках, коли утворюється:

• осад

CuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂ + K₂SO₄ − молекулярна форма;

Cu²⁺ + SO+ 2K⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂ + 2K⁺ + SO− повна іонна форма;

Cu²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂ − скорочена іонна форма;

• газ

Na₂CO₃ + 2HCl  2NaCl + H₂CO₃,

2Na⁺ + CO + 2H⁺ + 2Cl^-  2Na⁺ + 2Сl^- + H₂O + CO₂,

CO + 2H⁺  H₂O + CO₂;

• слабкий електроліт (Н₂О)

KOH + HNO₃  KNO₃ + Н₂О;

K⁺ + OH^- + H⁺ + NO  K⁺ + NO + Н₂О;

OH^- + H⁺  Н₂О.

Під час написання рівнянь іонних реакцій у розчинах електролітів треба враховувати, що:

1. прості речовини, оксиди, а також нерозчинні речовини не дисоціюють;

2. якщо малорозчинна речовина утворюється в результаті реакції, то в іонному рівнянні її вважають нерозчинною;

3. сума зарядів іонів ліворуч і праворуч повинна бути однаковою;

4. подавати слід три рівняння: повне молекулярне, повне іонне та скорочене іонне.

4.2.3.Константа електролітичної дисоціації

Оскільки електрична дисоціація слабких електролітів являє собою оборотний процес, то вона підпорядковується закону діючих мас. Таким чином, для процесу дисоціації слабкого електроліту можна записати константу рівноваги. Як приклад розглянемо дисоціацію слабкого електроліту KA:

.

Позначимо концентрацію іонів як [K⁺] та[A⁻], а концентрацію недисоційованих молекул через [KA]. Тоді константу рівноваги запишемо так:

.

Константа рівноваги процесу дисоціації слабкого електроліту називається константою дисоціації К_дис. Вона, як і ступінь дисоціації, є кількісною мірою можливості речовини дисоціювати в розчині. Чим менше значення К_дис, тим слабший електроліт і навпаки, чим більше К_дис, тим краще дисоціює розчинена речовина. Константа дисоціації не залежить від концентрації розчину, але залежить від температури. (Вона має розмірність концентрації  моль на літр.)

Із рівноваги слабкого електроліту бачимо, що збільшення концентрації в розчині одного з іонів [K⁺] або [A⁻] внаслідок введення у розчин електроліту [KА] речовини, яка містить однойменний іон, зміщує рівновагу вліво (принцип Ле Шательє). Тому, якщо до розчину ацетатної кислоти додати розчин натрій ацетату, то концентрація молекул кислоти збільшиться. Розбавлення розчину слабкого електроліту сприяє дисоціації. Ступінь дисоціації при цьому збільшується, а значення константи дисоціації К_дис залишається незмінним.

Слабкі електроліти, які складаються більше ніж із двох іонів, дисоціюють ступінчасто. Кожен ступінь дисоціації характеризується певною величиною константи дисоціації. Ці константи дисоціації називаються ступінчастими і позначаються К₁, К₂, …К_n. Прикладом багатоіонного електроліту є ортофосфатна кислота H₃PO₄. Відповідно до послідовного відщеплення іонів гідрогену можна записати три рівняння рівноваги, які характеризуються ступінчастими константами дисоціації. При цьому практично завжди К₁ > К₂ >…> К_n, оскільки енергія відщеплення першого іона від нейтральної молекули завжди менша:

;

;

.

К₁ > К₂ > К₃.

Сумарна константа дисоціації

дорівнює добутку ступінчастих констант дисоціації:

.

Ступінчасто дисоціюють також багатокислотні основи та амфотерні гідроксиди, наприклад:

Pb(OH)₂  PbOH⁺ + OH⁻,

PbOH⁺  Pb²⁺ + OH⁻.

Закон розведення. Між константою та ступенем електролітичної дисоціації існує взаємозв’язок, який називається законом розведення Оствальда. Запишемо рівняння дисоціації слабкого бінарного електроліту типу КА:

.

Нехай його концентрація [KА]₀ дорівнює С моль/л, а ступінь дисоціації . Тоді концентрація іонів

[KA]_х = [K⁺] = [A⁻] =С,

а концентрація недисоційованих молекул дорівнює

[KА] = С(1).

Якщо підставити значення концентрацій усіх частинок електроліту у вираз його константи дисоціації, одержимо

, або −

це рівняння є математичним вираженням закону розведення Оствальда.

Якщо електроліт дуже слабкий, тобто   0,1, то рівняння спрощується:

,

звідси

.

Із цього рівняння випливає важливий висновок: зі зменшенням концентрації електроліту ступінь його дисоціації зростає.