Окраска важнейших кислотно-основных индикаторов в различных средах

Индикатор	Цвет индикатора в различных растворах
	кислый р-р	нейтральный р-р	основный р-р
Метиловый оранжевый	красный рН < 3,1	оранжевый 3,1 < pH < 4,4	желтый рН > 4,4
Лакмус	красный рН < 5	фиолетовый 5 < pH < 8	синий рН > 8
Фенолфталеин	бесцветный рН < 5	бледно-малиновый 8,0 < pH < 9,8	малиновый рН > 9,8

 

6.10. Произведение растворимости

Применение закона действующих масс к гетерогенной системе - насыщенному раствору сильного малорастворимого электролита, находящемуся в равновесии со своим осадком:

дает выражение константы равновесия:

K = [K^y+]^x·[A^x-]^y ,

которая в данном случае называется произведением растворимости (ПР).

ПР = [K^y+]^x·A^x-]^y

Таким образом, в насыщенном растворе сильного малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при данных ионах (при данной температуре), есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.

Величина ПР характеризует сравнительную растворимость однотипных (образующих при диссоциации одинаковое количество ионов) веществ. Чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость. Например:

	Ca(OH)2	Mg(OH)2	Fe(OH)2
ПР	5,5·10-6	5,0·10-12	4,8·10-16

 

В данном случае наименее растворимым является гидроксид железа (II).

Условие образования осадка:

[K^y+]^x·[A^x-]^y > ПР(K_xA_y).

Данное условие достигают введением одноименного иона в систему насыщенный раствор - осадок. Подобный раствор является пересыщенным относительно данного электролита, поэтому из него будет выпадать осадок.

Условие растворения осадка:

[K^y+]^x·[A^x-]^y < ПР(K_xA_y).

Это условие достигают, связывая один из ионов, посылаемых осадком в раствор. Раствор в данном случае - ненасыщенный. При введении в него кристаллов малорастворимого электролита они будут растворяться. Равновесные молярные концентрации ионов K^y+ и A^x- пропорциональны растворимости S (моль/л) вещества K_xA_y:

[K^y+] = x· S и [A^x-] = y· S

Отсюда

ПР = (x· S)^x· (y· S)^y = x^x· y^y· S^x+y

Полученные выше соотношения позволяют рассчитывать значения ПР по известной растворимости веществ (а, следовательно, и равновесные концентрации ионов) по известным значениям ПР при T = const.

6.11. Реакции обмена в растворах электролитов

Необходимым условием протекания обменных реакций в растворах электролитов является удаление из раствора тех или иных ионов вследствие образования малодиссоциирующих (слабые электролиты и комплексные ионы) или малорастворимых веществ (осадки и газы).

Реакции обмена в растворах электролитов записывают в виде трех уравнений: молекулярного, полного ионно-молекулярного и сокращенного ионно-молекулярного. Для составления этих уравнений необходимо знать характер электролитической диссоциации участников реакции.

Малодиссоциирующие и малорастворимые вещества в ионно-молекулярных уравнениях записываются в молекулярном виде. Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав только продуктов реакции, протекают, как правило, необратимо, т.е. до конца.

Примеры реакций, протекающих практически необратимо:

1. с образованием малодиссоциирующих соединений:

а) HCl + NaOH = NaCl + H₂O - молекулярное уравнение,

H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- = Na⁺ + Cl^- + H₂O - полное ионно-молекулярное уравнение,

H⁺ + OH^- = H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

б) NaF + HCl = NaCl + HF,

F^- + H⁺ = HF - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

в) NH₄Cl + NaOH = NH₃· H₂O + NaCl,

NH₄⁺ + OH^- = NH₃·H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

Таким образом, сильные кислоты (основания) вытесняют слабые кислоты (основания) из растворов их солей.

2. с образованием малорастворимых веществ:

а) NaCl + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl

Cl^- + Ag⁺ = AgCl - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав как продуктов, так и исходных веществ, протекают, как правило, не до конца, т.е. являются обратимыми. Равновесие обратимого процесса в этих случаях смещено в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых частиц. Примеры обратимых реакций, равновесие которых смещено вправо:

1. HF + NaOH  NaF + H₂O,

HF + OH^-  F^- + H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Вода более слабый электролит, чем HF: K_д(H₂O) = 1,8·10^-16 ; K_д(HF) = 6,6·10^-4 , поэтому равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования H₂O.

2. NH₃·H₂O + HCl  NH₄Cl + H₂O,

NH₃·H₂O + H⁺  NH₄⁺ + H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

K_д(NH₃·H₂O) = 1,78·10^-5 ; K_д(H₂O) = 1,8·10^-16

3. HF + NH₃·H₂O  NH₄F + H₂O,

HF + NH₃·H₂O  NH₄⁺ + F^- + H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот слабыми основаниями не доходят до конца (т.е. точка эквивалентности находится, соответственно, в основной или кислой области значений рН).

4. AgCl + NaI  NaCl + AgI ,

AgCl + I^-  Cl^- + Ag - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

ПР(AgCl) = 1,78· 10^-10 ПР(AgI) = 8,3· 10^-17

ПР(AgI) меньше ПР(AgCl), равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования AgI.

5. MnS + 2HCl  H₂S­ + MnCl₂ ,

MnS + 2H⁺  H₂S­ + Mn²⁺ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

6. Be(OH)₂ + 2KOH  K₂[Be(OH)₄],

Be(OH)₂ + 2OH^-  [Be(OH)₄]^2- - сокращенное ионно-молекулярное уравнение