p align="left">Здесь сильные электролиты - гидроксид натрия и образующаяся соль, а слабые - кислота и вода: СН3СООН + Na++ ОН - = СН3СОО - + Na+ + Н2О Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы натрия. Поэтому ионно-молекулярное уравнение имеет вид: СН3СООН + ОН - = СН3СОО - + Н2О Нейтрализация сильной кислоты (азотной) слабым основанием (гидроксидом аммония): HNO3 + NH4OH = NH4NO3 + Н2О Здесь в виде ионов мы должны записать кислоту и образующуюся соль, а в виде молекул - гидроксид аммония и воду: Н+ + NO3 - + NH4OH = NH4 - + NH3 - + Н2О Не претерпевают изменений ионы NO3 - Опуская их, получаем ионно-молекулярное уравнение: Н+ + NH4OH= NH4+ + Н2О Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) слабым основанием (гидроксидом аммония): СН3СООН + NH4OH = CH3COONH4 + Н2О В этой реакции все вещества, кроме образующейся соли, - слабые электролиты. Поэтому ионно-молекулярная форма уравнения имеет вид: СН3СООН + NH4OH =СН3СОО - + NH4+ + Н2О Сравнивая между собой полученные ионно-молекулярные уравнения, видим, что все они различны. Поэтому понятно, что неодинаковы и теплоты рассмотренных реакций. Реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, в ходе которых ионы водорода и гидроксид-ионы соединяются в молекулу воды, протекают практически до конца. Реакции же нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ - слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при котором соль сосуществует с кислотой и основанием, от которых она образована. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции: СН3СООН + ОН - - СН3СОО - + Н2О Н+ + NH4OH- NH4+ + Н2О СН3СООН + NH4OH - СН3СОО - + NH4+ + Н2О 2.7 Произведение растворимостиПри растворении твердого тела в воде растворение прекращается, когда получается насыщенный раствор, т.е. когда между растворяемым веществом и находящимися в растворе молекулами того же вещества установится равновесие. При растворении электролита, например, соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы; следовательно, и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солью и перешедшими в раствор ионами. Например, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесиеCaSO4 -Са2+ + SO42-твердая ионы всоль раствореКонстанта равновесия для этого процесса выразится уравнением:К = [Са2+] [SO42-][CaSO4]Знаменатель дроби - концентрация твердой соли - представляет собою постоянную величину, которую можно ввести в константу.Тогда, обозначаяК = [CaSO4] = К' получим [Са2+] [SO42-] = К'Таким образом, в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться; ее называют произведением растворимости электролита и обозначают буквами ПР. Заменив величину К' на ПРCaSO4, получим:ПРCaSO4 = [Са2+] [SO42-]Численное значение произведения растворимости электролита нетрудно найти, зная его растворимость. Например, растворимость сульфата кальция при 20°С равна 1,5•10-2 моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация каждого из ионов Са2+ и SO42 - равна 1,5•10-2 моль/л.Следовательно, произведение растворимости этой солиПРCaSO4 = [Са2+] [SO42-] = (1,5•10-2) 2 = 2,25•10-4В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении произведения растворимости должны быть возведены в соответствующие степени. Например:ПРРbCl2 = [Pb2+] [I-] 2Знание произведения растворимости позволяет решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях, что особенно важно для аналитической химии. Надо, однако, иметь в виду, что произведение растворимости, вычисленное без учета коэффициентов активности, является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов и при условии, что концентрации других находящихся в растворе ионов невелики. Это объясняется тем, что коэффициенты активности близки к единице только в очень разбавленных растворах. Для хорошо растворимых электролитов значение произведения концентраций ионов в насыщенном растворе может сильно изменяться в присутствии других веществ. Это происходит вследствие изменения коэффициентов активности ионов. Поэтому расчеты, производимые по произведению растворимости без учета коэффициентов активности, приводят в этих случаях к неверным результатам.В табл.3 приведены величины произведения растворимости некоторых малорастворимых соединений в воде.Таблица 3. Произведение растворимости некоторых веществ при 25°С|
Соединение | Произведение растворимости | Соединение | Произведение растворимости | | AgCl AgBr AgI Cu (OH) 2 Zn (OH) 2 BaSO4 CaSO4 | 1,8•10-10 6•10-13 1•10-16 2,2•10-20 1•10-17 1,1•10-10 1,3•10-4 | CaCO3 CuS Cu2S FeS HgS MnS ZnS | 5•10-9 6•10-36 1•10-48 5•10-18 10-52 2,5•10-10 10-23 | | | 2.8 Диссоциация воды. Водородный показательЧистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:Н2О - Н+ + ОН-По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде. При 25°С она равна 10-7моль/л. Напишем выражение для константы диссоциации воды:К = [Н+] [ОН-][Н2О]Перепишем это уравнение следующим образом:[Н+] [ОН-] = [Н2О] КПоскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул Н2О в воде практически равна общей концентрации воды, т.е.55,55 моль/л (1 л содержит 1000 г, воды, т.е. 100: 18,02 = 55,55 молей). В разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать такой же. Поэтому, заменив в последнем уравнении произведение [Н2О] К новой константой КН2О, будем иметь:[Н+] [ОН-] = КН2ОПолученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Численное значение ее нетрудно получить, подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов. В чистой воде при 25°С [Н+] [ОН-] = 1•10-7моль/л. Поэтому для указанной температуры:КН2О = 10-7•10-7 = 10-14Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. При 25 °С, как уже сказано, в нейтральных растворах концентрация как ионов водорода, так и гидроксид-ионов равна10-7 моль/л. В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных - концентрация гидроксид-ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным.Если например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10-3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов понизится так, что произведение [Н+] [ОН-] останется равным 10-14. Следовательно, в этом растворе концентрация гидроксид-ионов будет:[ОН-] = 10-14/10-3 = 10-11моль/лНаоборот, если добавить к воде щелочи и тем повысить концентрацию гидроксид-ионов, например, до 10-5моль/л, то концентрация ионов водорода составит:[Н+] = 10-14/10-5 = 10-9моль/лЭти примеры показывают, что если концентрация ионов водорода в водном растворе известна, то тем самым определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:Нейтральный раствор [Н+] = 10-7моль/лКислый [Н+] > 10-7моль/лЩелочной [Н+] <10-7моль/лКислотность или щелочность раствора можно выразить другим, более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается через рН:рН = - lg [Н+]Например, если [Н+] = 10-5моль/л, то рН = 5; если [Н+] = 10-9моль/л, то рН = 9 и т.д. Отсюда ясно, что в нейтральном растворе ([Н+] = 10-7моль/л) рН = 7. В кислых растворах рН < 7, и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах рН >7, и тем больше, чем больше щелочность раствора.Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространенные индикаторы - метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин. В табл.4 дана характеристика некоторых индикаторов.Таблица 4. Важнейшие индикаторы|
Название индикатора | Цвет индикатора в различных средах | | | в кислой | в нейтральной | в щелочной | | Метиловый оранжевый Метиловый красный Фенолфталеин Лакмус | Красный (рН < 3,1) Красный (рН < 4,2) Бесцветный (рН < 8,0) Красный (рН < 5) | Оранжевый (3,1 < рН < 4,4) Оранжевый (4,2 < рН < 6,3) Бледно-малинов. (8,0 < рН < 9,8) Фиолетовый (5 < рН < 8) | Желтый (рН > 4,4) Желтый (рН > 6,3) Малинов. (рН > 9,8) Синий (рН > 8) | | |
Для многих процессов величина рН имеет большое значение. Так, рН крови человека и животных имеет строго постоянное значение. Растения могут нормально произрастать лишь при значениях рН почвенного раствора, лежащих в определенном интервале, характерном для данного вида растения. Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от их рН. 2.9 Смещение ионных равновесийРавновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются; изменение условий влечет за собой нарушение равновесия.Так, равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при ее увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы связываются. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей согласно уравнениюСН3СООН - СН3СОО - + H+ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов СН3СОО-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается влево, т.е. степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита. Наоборот, уменьшение концентрации одного из ионов вызывает диссоциацию нового количества молекул. Например, при введении в раствор указанной кислоты гидроксид-ионов, связывающих ионы водорода, диссоциация кислоты возрастает.
Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6
|