Смещение равновесий в ионных реакциях. Направление ионных реакций

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и идут в сторону образования газообразных или малорастворимых веществ (табл. 5, прил. 2.16) 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 ионное 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 CO₂и малодиссоциирующего 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 малодиссоциирующего электролита H₂O:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O,

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

H⁺ + OH^- = H₂O.

При записи ионных или ионно-молекулярных уравнений реакций с участием электролитов отражают состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые электролиты, поскольку они полностью диссоциированы, записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества, записывают в виде молекул. В ионно-молекулярных уравнениях из обеих частей одинаковые ионы исключаются. При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что суммы электрических зарядов в левой и правой частях уравнения должны быть равны.

Ионное произведение воды

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

Константа диссоциации воды при 22^О 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.

(Напомним, что молярная масса воды равна18 г/моль.)

Подставив это значение в выражение константы диссоциации и перенеся его в правую часть, получим

[H⁺][OH^-]1,810^-16 55,5610^-14.

Эта постоянная величина называется ионным произведениемводы(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^-] должна понизиться, и наоборот. Величина ионного произведения при этом постоянная [H⁺][OH^-]10^-14.

При диссоциации чистой воды [H⁺][OH^-] = 1 10^-7моль/л.

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

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, называемойводородным показателем рН:

pH  - lg [H⁺].

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

Простым 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 ( табл.2.2).

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

Таблица 2.2

На практике определение рН сводится к тому, что к исследуемому раствору добавляется индикатор и полученная окраска раствора сравнивается с окраской эталонных растворов серии, содержащей тот же индикатор или с эталонами цветной шкалы, где указан рН для каждого эталона. Вместо раствора индикатора часто применяют пропитанные им полоски фильтровальной бумаги. Эти полоски смачивают раствором, рН которого необходимо определить, и сравнивают образующуюся окраску со шкалой.