Обменные реакции в растворах электролитов

В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми веществами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. Например, уравнения реакций нейтрализации сильных кислот сильными основаниями

HClO₄ + NaOH =NaClO₄ + H₂O

2HNO₃ + Ba(OH)₂ = Ba(NO₃)₂ + 2H₂O,

выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением

H⁺ + OH^–= H₂O,

из которого следует, что сущность этих процессов сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов малодиссоциированного электролита – воды. Аналогично уравнения реакций

BaCl₂ +H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl,

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaNO₃

выражают один и тот же процесс образования из ионов Ва²⁺ и SO₄^2— осадка малорастворимого электролита – сульфата бария

Ва²⁺ + SO₄^2–= BaSO₄¯.

На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl.

Суть этой реакции более точно отражается ионно-молекулярным уравнением, где формулы слабых электролитов записаны в виде молекул, а сильных – в виде ионов

CH₃COO^–+ Na⁺+ H⁺+ Cl^– = CH₃COOH + Na⁺+ Cl^–

или в сокращенном виде

CH₃COO^–+ H⁺ = CH₃COOH.

Аналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например

FeSO₄ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + Fe(OH)₂¯

Fe²⁺+ SO₄^2–+ 2 Na⁺+ 2 OH^–= SO₄^2–+ 2 Na⁺+ Fe(OH)₂¯

Fe²⁺+ 2 OH^–= Fe(OH)₂¯.

Таким образом, реакции идут до конца если в результате взаимодействия веществ происходит образование осадка, выделение газа или образование слабого электролита. При написании ионно - молекулярных уравнений реакций, слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты – в виде составляющих их ионов.

Водородный показатель

Чистая вода обладает незначительной электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы

H₂O H⁺+ OH^–

Такой процесс называется автопротолизом (самодиссоциацией). По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрации ионов H⁺и OH^–. При 25°С они равны по 10^–7 моль/л.

Выражение для константы диссоциации воды имеет вид

,

откуда [H⁺][OH^–]= K [H₂O]= K_w.

В воде и разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать постоянной: [H₂O]=55,5 моль/л, поэтому K_w – константа. Выражение, полученное для K_w, показывает, что в воде и разбавленных водных растворах при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Она называется ионным произведением воды. При 25°С K_w =10^–14.

В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных – концентрация ионов OH^–. Однако произведение этих концентраций всегда остается постоянным. Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10^–3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов станет равной 10^–11 моль/л. Следовательно, если известна величина [H⁺], то однозначно определяется величина [OH^–]. Поэтому степень кислотности или щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Нейтральный раствор [H⁺]=10^–7 моль/л;

кислый раствор [H⁺]>10^–7 моль/л;

щелочной раствор [H⁺]<10^–7 моль/л.

Наиболее часто используют не концентрацию [H⁺], а ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком

pH= –lg [H⁺].

Эта величина называется водородным показателем. Например, если [H⁺]=10^–5 моль/л, то pH=5; если [H⁺]=10^–9 моль/л, то pH=9. Отсюда следует, что в нейтральном растворе pH=7, в кислом растворе pH<7, в щелочном растворе pH>7. Иногда пользуются значением pOH= –lg[OH^–]. При 25°С выполняется равенство: pH+pOH=14.

Для многих процессов величина pH очень важна (для жизнедеятельности растений и животных – pH крови, почвенного раствора). Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от pH.

Гидролиз солей