Ионные реакции в растворах

Чтобы узнать, будет ли протекать та или иная реакция между сильными электролитами в водных растворах, необходимо помимо уравнения реакции в молекулярном виде уметь писать это же уравнение в полном ионном и сокращенном ионном виде.

Рассмотрим возможную реакцию взаимодействия водных растворов KNO₃ и NaCl. В молекулярном виде уравнение выглядит следующим образом:

KNO₃ + NaCl = KCl + NaNO₃.

Запишем это же уравнение реакции в ионном виде, учитывая, что все его участники – средние соли, а значит, в воде полностью диссоциируют на ионы:

K⁺ + NO ₃^- + Na⁺ + Cl^- = K⁺ + Cl^- + Na⁺ + NO ₃^-.

После сокращения одинаковых ионов (сократятся все ионы) можно однозначно сделать вывод, что данная реакция в растворах идти не будет.

Таким образом, основными условиями протекания ионных реакций являются:

1. Образование в результате ионной реакции плохорастворимого вещества. Например, если в предыдущей реакции заменить KNO₃ на AgNO₃, получим:

AgNO₃ + NaCl = AgCl↓ + NaNO₃ – молекулярное уравнение реакции;

поскольку AgCl – нерастворим в воде, то в ионном виде уравнение реакции можно записать следующим образом:

Ag⁺ + NO ₃^- + Na⁺ + Cl^- = AgCl↓ + Na⁺ + NO ₃^- - полное ионное уравнение.

После сокращения получаем сокращенное ионное уравнение реакции:

Ag⁺ + Cl^- = AgCl↓.

2. Образование слабодиссоциирующего вещества. Например, при взаимодействии NaOH и HCl:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

Так как вода – очень слабый электролит, то она остается в виде молекул.

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- = Na⁺ + Cl^- + H₂O – полное ионное уравнение.

OH^- + H⁺ = H₂O – сокращенное ионное уравнение.

Из последнего уравнения видно, что любая реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к образованию слабого электролита – молекул воды – путем взаимодействия ионов водорода и гидроксид-ионов.

3. Образование газообразных веществ. Например:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑ - молекулярное уравнение;

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO ₄^2- = 2Na⁺ + SO ₄^2- + H₂O + CO₂↑ - полное ионное уравнение;

CO₃^2- + 2H⁺ = H₂O + CO₂↑ - сокращенное ионное уравнение.

Гидролиз солей

Диссоциация воды

Химически чистая вода обладает хотя и ничтожной, но измеримой электропроводностью, так как вода в незначительной степени диссоциирует на ионы. Так при комнатной температуре лишь примерно одна из 10⁸ молекул воды находится в диссоциированной форме. Процесс электролитической диссоциации воды возможен благодаря достаточно высокой полярности связей О-Н и наличию между молекулами воды системы водородных связей. Уравнение диссоциации воды записывается так:

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^- ,

где H₃O⁺ - катион гидроксония водорода.

Уравнение диссоциации воды можно записать в более простой форме:

H₂O ↔ H⁺ + OH^- .

Присутствие в воде ионов водорода и гидроксида придают ей специфические свойства амфолита, т.е. способность выполнять функции слабой кислоты и слабого основания. Константа диссоциации воды при температуре 22⁰С:

, (1)

где [H⁺] и [OH^-] – равновесные концентрации в г-ион/л соответственно катионов водорода и гидроксо-анионов, а [H₂O] – равновесная концентрация воды в моль/л. Учитывая, что степень диссоциации воды чрезвычайно мала, равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды вполне можно приравнять к общему количеству воды, заключающемуся в 1 л ее:

. (2)

Теперь выражение (1) можно записать в следующем виде:

, (3)

отсюда [H⁺] [OH^-] = (1,8 10^-16) 55,56 = 10^-14 г-ион²/л².

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов является константой не только для воды, но и для водных растворов солей, кислот и щелочей. Эта величина называется ионным произведением воды или константой воды. Следовательно: К_Н2О = [H⁺][OH^-] = 10^-14 г-ион²/л².

Для нейтральных сред [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 г-ион/л. В кислых средах [H⁺] > [OH^-], а в щелочных [H⁺] < [OH^-]. При этом в любых средах произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов при данной температуре остается постоянным и равным 10^-14 г-ион²/л². Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, любую реакцию среды (нейтральную, кислую или щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов.

1.2. Водородный показатель – рН

Для количественной характеристики реакции среды обычно приводят не концентрации водородных ионов, а применяют некоторый условный показатель, обозначаемый через рН и называемый водородным показателем. Он представляет собой отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода рН = - lg [H⁺].

Для нейтральной среды рН = -lg 10 ^-7 = 7;

для кислотной - рН < 7;

для щелочной - рН >7.

Аналогично вводится понятие гидроксильного показателя рОН = - lg [ОH^-].

рН + рОН = 14.

Определение рН имеет колоссальное значение в технике и, в частности, в строительном деле. Обычно величину рН измеряют при помощи индикаторов - веществ, способных менять свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. Индикаторами являются слабые кислоты и основания, молекулы и ионы которых окрашены в разный цвет (табл. 1).

Таблица 1

Индикаторы	Реакция среды раствора
Кислая рН < 7	Нейтральная рН = 7	Щелочная рН > 7
Лакмус	Красный	Синий	Синий
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый
Метиловый оранжевый	Розовый	Оранжевый	Желтый

Однако индикаторы дают не точное определение значения рН, поэтому современные измерения рН производятся при использовании электрохимических методов, точность которых составляет ±0,01 единицы рН.

Пример 1. Вычислить рН раствора, в котором концентрация ионов ОН^- равна 1∙10^-9 моль/л.

Решение. Из соотношения рН + рОН = 14 находим, что рН = 14 – рОН. Так как рОН = - lg [ОH^-], то рН = 14 – (-lg 10^-9) = 5.