Вопрос № 16. Обменные р-ции м-у ионами в р-ре. Условия протекания обменных реакций.

Сильные электролиты в достаточно разбавленных растворах практиче­ски полностью ионзированы. Поэтому уравнения реакций, записанные в молекулярной форме, например KCl + NaNO₃  NaCl + KNO₃ для реакций в растворах неприменимы, так как они не отражают истинного состояния веществ в растворе (недиссоциированные моле­кулы в растворе отсутствуют) и вследствие этого не дают возможности судить о направлении процесса. В рассмотренной системе в растворе присутствуют ионы K⁺, Cl^-, Na⁺, NO₃^-,. Если записать уравнение реакции в ионной форме K⁺ +Cl^- +Na⁺ +NO₃^- Na⁺ + Cl^- + K⁺ + NO₃^- то становится очевидным, что в данной системе никакого взаимодейст­вия не происходит, так как и справа, и слева в уравнении реакции стоят одни и те же ионы в равных концентрациях.

KCl + AgNO₃  AgCl↓ + KNO₃

K⁺ + Cl^- + Ag⁺ + NO₃^-  AgCl↓ + K⁺ + NO₃^- т.е. в результате реакции образуется малорастворимый хлорид серебра и равновесие смещается вправо. Исключив из записи ионы К⁺ и NО₃^- присутствующие и в левой, и в правой частях уравнения, получим так называемое сокращенное ионное уравнение реакции:

Cl^- + Ag⁺  AgCl↓

Поскольку реакции между ионами в растворе представляют собой пример химического равновесия, к ним приложим принцип смещения равновесий Ле - Шателье. В соответствии с этим принципом равновесие можно сместить в одну сторону, если какое-либо вещество будет удаляться из сферы реакции по мере ее протекания. Удаление вещества может быть осуществлено следующим путем: 1) образованием малорастворимого осадка; 2) выделением газообразного продукта реакции; 3) образованием малодиссоциированного соединения; 4) образованием прочного комплекса.

Практически важны обменные реакции в растворах с образованием нерастворимых осадков. Осаждение веществ в результате химической реакции является одной из основных операций в качественном и количественном химическом анализе, когда реакцию необходимо довести до конца и обеспечить полноту осаждения.

Твердые вещества характеризуются самой различной растворимо­стью. Наряду кций.ми в р-ре. с хорошо растворимыми веществами существуют малорастворимые и практически в нерастворимые (в воде). Однако абсолютно нерастворимых веществ в природе нет. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, все же обладает растворимостью.

Вопрос № 17. Диссоциация воды. Константа диссоциации воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определенной, хотя и незначительной электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Так, при 273 К удельная электрическая проводимость воды составляет 1,5 • 10^-8 Ом^-1 • см^-1, при 289 К - 6,2 • 10^-8 Ом^-1 • см^-1.

Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, Н₂О является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан: Н₂О + Н₂О  Н₃О⁺+ ОН^-

Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом.

Реакцию воды часто записывают в более простом виде: Н₂О  Н⁺+ ОН^-

Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению: Кд = α_Н+ α_ОН-/ α_Н2О

Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 10⁸ молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями, а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу ее моля: 1000/18 =55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение записать в виде: [Н⁺][ОН^-] = Кд 55.5 = Кв где, Кв —ионное произведение воды . Так как в соответствии с уравнением диссоциации концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в воде одинаковы, их можно определить, зная ионное произведение воды. При 295 К ионное произведение воды равно 10^-14 . Отсюда [Н⁺] = [ОН^-] = Кв = 10^-7 моль/л

Диссоциация воды - процесс эндотермический, поэтому константа Кв сильно зависит от температуры.

При расчетах, связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, а активности ионов: Кв = α_Н+ α_ОН-

Как всякая константа равновесия, константа К, не зависит от активностей ионов Н⁺ и ОН^- в растворе. Так, если в воду добавить кислоты, активность ионов Н⁺ резко возрастет. Тогда за счет подавления диссоциации воды равновесие этого процесса сместится влево и активность ионов ОН^- в растворе уменьшится, но ионное произведение воды останется неизменным.

Таким образом, в водных растворах активность ионов Н⁺ и ОН^- при постоянной температуре связаны между собой. Достаточно указать активность одного из них, чтобы определить активность другого, _-. пользуясь выражением Кв = α_Н+ α_ОН-. '

В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы Н⁺ являются носителями кислотных свойств, а ионы ОН^- — носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, когда Кв = α_Н+ = α_ОН-; кислым, когда α_Н+ > α_ОН- и щелочным, когда α_Н+ < α_ОН-

Для хар-ки кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр — водородный показатель, или рН. Водородным показателем, или рН, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = -lg α_Н+

Водородный показатель определяет характер реакции раствора.

Например, при 295 К она нейтральна при рН = 7 ( α_Н+ = 10^-7 моль/л). При рН < 7 ( α_Н+ > 10^-7 моль/л) реакция раствора кислая, при рН > 7( α_Н+ < 10^-7_- моль/л). — щелочная. Значение рН 7 соответствует нейтральному раствору только при 295 К (22°С). С изменением температуры меняются Кв и концентрация ионов Н⁺ в нейтральном растворе. Так, при 353 К Кв = 25,1 • 10^-14 и в нейтральном растворе активность ионов водорода будет α_Н+ = 5*10^-7 моль/л и рН 6,3.

По уравнению Кв = α_Н+ α_ОН- можно по известным значениям активное

ионов Н⁺ рассчитать активность ионов ОН: α_ОН- = Кв /α_Н+.

По аналогии рН введен показатель рОН: pОH = -lg α_ОН- и показатель рКв, равный

pКв = -lg Кв  рКв = рН + рОН

Величина рН может служить критерием силы кислоты или основания. В ряду кислот более сильной будет та, у которой при одинаковой молярной концентрации активность ионов Н⁺ выше (рН ниже). Для оснований подобная зависимость имеет обратный характер.

Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме рН сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слез - 7,4 ± 0,1, слюны - 6,35 - 6,85, желудочного сока - 0,9 - 1,1... Отклонение рН от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает рН почвы, на экологию водоема - рН воды.