8.1 Ионные реакции

Реакции между электролитами в растворе – это реакции между ионами, или ионные реакции.

Пусть смешаны разбавленные растворы электролитов АВ и СD (для простоты примем, что оба электролита диссоциируют с образованием однозарядных ионов). В результате диссоциации электролитов в растворе будут находиться 4 вида ионов: А⁺, В^-, С⁺ и D^-, которые могут соединиться в другой комбинации, если между ними возможна реакция обмена:

Будет ли это равновесие смещено вправо, т. е. пойдет ли реально реакция обмена, зависит от характера потенциальных продуктов реакции. Реакция обмена между электролитами в растворе возможна, т. е. практически необратима, если один из продуктов уходит из сферы реакции: выпадает в осадок, выделяется в виде газа или является малодиссоциированным соединением.

Ионные реакции записываются с помощью ионно-молекулярных уравнений (полных и сокращенных). При этом слабые электролиты, практически нерастворимые вещества, неэлектролиты (простые вещества, оксиды, газообразные вещества) необходимо записывать в молекулярной, а сильные электролиты – в ионной форме.

При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что алгебраическая сумма зарядов ионов, на которые диссоциируют электролиты, равна нулю, что следует из электронейтральности как отдельных веществ, участвующих в ионной реакции, так и системы в целом.

Рассмотрим примеры ионных реакций в растворах электролитов.

1. Реакцию между водными растворами нитрата серебра и хлорида калия можно записать следующим образом:

Представив сильные электролиты в ионной форме, а нерастворимое вещество – в молекулярной форме, получим:

Поскольку состояние ионов К⁺ и NО₃^2- после реакции мало отличается от их состояния до реакции, можно приближенно считать, что эти ионы не принимают участия в реакции. Сократив их в приведенном выше уравнении, рассматриваемую реакцию можно записать следующим образом:

Последнее уравнение хорошо отражает сущность реакции, которая сводится к взаимодействию ионов серебра и хлора, образующих АgСl, независимо от того, какие именно растворимые соли, содержащие эти ионы, были взяты для проведения реакции. В этом случае реакция обмена имеет место, потому что образуется практически нерастворимый хлорид серебра, который выпадает в осадок.

2. В реакции

уксусная кислота ‒ слабый электролит, потому ее необходимо записать в молекулярной форме, в то время как все другие вещества ‒ соляная кислота и обе соли ‒ сильные электролиты, которые следует представить в ионной форме.

Полное ионно-молекулярное уравнение будет иметь вид

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение

показывает, что реакция обмена имеет место, так как образуется слабый электролит ‒ уксусная кислота.

3. Хорошо знакомая из лабораторной практики реакция получения углекислого газа

также представляет собой реакцию обмена, в которой СаСО₃ ‒ малорастворимое вещество, Н₂О ‒ слабый электролит, а СO₂ ‒ газообразное вещество, которое не является электролитом. Полное ионно-молекулярное уравнение имеет вид

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение

передает сущность реакции: углекислый газ можно получать действием кислот на карбонаты. Реакция практически необратима, так как СО₂ удаляется в виде газа из реакционной системы.

4. Наконец, рассмотрим случай, когда смешиваются растворы КNО₃ и NаСl. В этом случае образуется смесь четырех видов ионов (К⁺, NО₃^2-, Nа⁺ и Сl^-), которую с равным правом можно считать раствором КNО₃ и NаС1 или КС1 и NаNО₃, т.е. реакция обмена не происходит.

2. Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода – очень слабый электролит, диссоциирующий по схеме:

Выражение для константы диссоциации воды

(1)

можно представить в другой форме:

₍₂₎

Так как диссоциирована лишь ничтожная доля молекул воды, то равновесную концентрацию недиссоциированных молекул, равную 55,5 моль/л, можно считать постоянной. Произведение двух постоянных величин K·[Н₂О] можно представить в виде одной константы:

₍₃₎

Константа К_w, равная произведению концентраций ионов Н⁺ и OH^–, величина постоянная при данной температуре, получила название ионное произведение воды.

Постоянство К_w требует, чтобы изменение концентрации одного из ионов, на которые диссоциирует вода, компенсировалось изменением концентрации другого иона в противоположную сторону. На основании этого, зная концентрацию ионов Н⁺ в каком-то растворе, легко вычислить концентрацию ионов OH^– и, наоборот, зная концентрацию ионов OH^–, легко вычислить концентрацию Н⁺:

₍₄₎

₍₅₎

Отсюда следует, что для характеристики кислотности раствора (кислый, нейтральный, щелочной) достаточно указать концентрацию ионов водорода. В чистой воде при температуре 25 °С концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны и составляют 10^-7 моль/л.

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны, называются нейтральными. В кислых растворах концентрация ионов Н⁺ выше, чем ионов OH^–, а в щелочных ‒ концентрация ионов Н⁺ ниже концентрации OH^–. Поскольку концентрация ионов водорода выражается числом 10 в отрицательной степени и оперировать такой малой величиной неудобно, то для характеристики кислотности растворов был введен водородный показатель рН, представляющий собой десятичный логарифм концентрации ионов водорода с обратным знаком:

₍₆₎

Очевидно, что для чистой воды при комнатной температуре рН = 7. В кислой среде рН < 7, а в щелочной рН > 7. Зная водородный показатель, легко определить при необходимости и гидроксильный показатель рОН. Если , то

Точное значение рН растворов можно определять с помощью специальных приборов – рН-метров. Для приблизительного определения рН служат кислотно-основные индикаторы, которые представляют собой слабые органические кислоты (фенолфталеин) или основания (метилоранж). Действие кислотно-основных индикаторов основано на том, что диссоциированная и недиссоциированная формы индикатора имеют разную окраску. Например, фенолфталеин в недиссоциированной форме – бесцветный, а в анионной форме – малиновый.

В зависимости от окраски молекулярной и ионной форм индикаторы могут быть двухцветными (имеют окраску обе формы), например, метилоранж, лакмус, или одноцветными (одна из форм бесцветна), например, фенолфталеин.

При высокой концентрации ионов водорода, т.е. в кислой среде, равновесие диссоциации индикатора смещено влево, т.е. его диссоциация подавляется, причем в тем большей степени, чем меньше сила кислоты, являющейся индикатором.

Для каждого индикатора существует определенный интервал изменения окраски, в этом интервале концентрации ионизованной и неионизованной форм соизмеримы, и окраска индикатора меняется в зависимости от рН раствора. За пределами этого интервала окраска индикатора остается практически постоянной вне зависимости от рН раствора.

Существуют универсальные индикаторы, представляющие собой смесь нескольких индикаторов, каждый из которых меняет цвет в своей области рН, поэтому цвет универсального индикатора в целом изменяется в гораздо большем интервале рН.