2.7. 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.

2.8. 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.

2.9. 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.

В табл. 2.1. показана взаимосвязь концентраций ионов Н⁺, ОН^-и рН в кислых и щелочных растворах.

Таблица 2.1

Водородный показатель растворов

Концентра- ция ионов	Усиление щелочных свойств -------------------------	Нейтраль-ная среда	Усиление кислотных свойств ---------------------
[OH- ]	1(10O) 10-2 10-4 10-6	10-7	10-8 10-10 10-12 10-14
[H+]	10-1410-1210-1010-8	10-7	10-610-410-210O
рH	14 12 10 8	7	6 4 2 0

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

Важнейшие индикаторы

Название индикатора	Цвет при значении рН ниже интервала индикатора	Интервал индикатора рН	Цвет при значении рН выше интервала индикатора
Метилоранж	красный	3,2 - 4,4	желтый
Метилрот	красный	4,2 - 6,2	желтый
Лакмус	красный	5,0 - 8,0	синий
Фенолрот	желтый	6,8 - 8,2	красный
Фенолфталеин	бесцветный	8,2 - 10,0	малиновый

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.

Приведем несколько примеров вычисления рН по концентрации ионов водорода и, наоборот, расчета концентрации ионов водорода по известному значению рН.

В разбавленных растворах сильных кислот и оснований типа НCl, HNO₃,KOH,NaOHмолярная концентрация ионов водорода и гидроксил-ионов совпадает с молярной концентрацией кислоты или основания. Поэтому в 0,001М растворе НCl концентрация ионов водорода [H⁺]=0,001 моль/л и рН = -lg0,001 = 3. В 0,001М растворе КОН концентрация гидроксил-ионов равна [OH^-] = 0,001 моль/л, значит, [H⁺]=моль/л и рН = -lg10^-11= 11.