Электролиты и их свойства

       

     НСl + NaOH = NaCl + H₂O        + 57,53 кДж

НNO₃ + КОН = КNO₃ + H₂O       +57,61 кДж 

     Это говорит о том, что подобные реакции  сводятся к одному процессу. Уравнение  этого процесса мы получим, если рассмотрим подробнее одну из приведенных реакций, например, первую. Перепишем ее уравнение, записывая сильные электролиты в ионной форме, поскольку они существуют в растворе в виде ионов, а слабые— в молекулярной, поскольку они находятся в растворе преимущественно в виде молекул (вода — очень слабый электролит): 

Н⁺ + Cl^- + Na⁺ + ОН^- = Na⁺ + Cl^- + H₂O 

     Рассматривая  получившееся уравнение, видим, что в ходе реакции ионы Na⁺   и Cl^- не претерпели изменений. Поэтому перепишем уравнение еще раз, исключив эти ионы из обеих частей уравнения. Получим: 

Н⁺ + ОН^- = H₂O 

     Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к одному и тому же процессу - к образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-ионов. Ясно, что тепловые эффекты этих реакций тоже должны быть одинаковы.

     Строго  говоря, реакция образования воды из ионов обратима, что можно выразить уравнением  

Н⁺ + ОН^- ↔ H₂O 

     Однако, как мы увидим ниже, вода — очень  слабый электролит, и диссоциирует лишь в ничтожно малой степени. Иначе  говоря, равновесие между молекулами воды и ионами сильно смещено в сторону образования молекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием протекает до конца.

     При смешивании раствора какой-либо соли серебра  с соляной кислотой или с раствором любой ее соли всегда образуется характерный белый творожистый осадок хлорида серебра:

AgNO₃+ НС1 = AgCl↓ + HNO₃

Ag₂SO₄ + CuCl₂ = 2AgCl↓ + CuSO₄ 

     Подобные  реакции также сводятся к одному процессу. Для того чтобы получить его ионно-молекулярное уравнение, перепишем, например, уравнение первой реакции, записывая сильные электролиты, как и в предыдущем примере, в ионной форме, а вещество, находящееся в осадке, в молекулярной: 

Ag⁺ + NO₃^- + Н⁺ + С1^-  = AgCl↓+ Н⁺ + NO₃^-

     

     

     Как видно, ионы Н⁺ и NO₃^- не претерпевают изменений в ходе реакции. Поэтому исключим их и перепишем уравнение еще раз: 

     Ag⁺ + С1^-  = AgCl↓ 

     Это и есть ионно-молекулярное уравнение  рассматриваемого процесса.

     Здесь также надо иметь в виду, что  осадок хлорида серебра находится  в равновесии с ионами Ag ⁺и С1^-  в растворе, так что процесс, выраженный последним уравнением, обратим: 

     Ag⁺ + С1^-  ↔ AgCl↓ 

     Однако, вследствие малой растворимости  хлорида серебра, это равновесие очень сильно смещено вправо. Поэтому  можно считать, что реакция образования AgCl из ионов практически доходит до конца.

     Образование осадка AgCl будет наблюдаться всегда, когда в одном растворе окажутся в значительной концентрации ионы Ag⁺и С1^- . Поэтому с помощью ионов серебра можно обнаружить присутствие в растворе ионов С1^- и, обратно, с помощью хлорид-ионов — присутствие ионов серебра; ион С1^- может служить реактивом на ион Ag⁺ , а ион Ag⁺ — реактивом на ион С1^- .

     В дальнейшем мы будем широко пользоваться ионно-молекулярной формой записи уравнений реакций с участием электролитов.

     Для составления ионно-молекулярных уравнений  надо знать, какие соли растворимы в  воде и какие практически нерастворимы. Общая характеристика растворимости  в воде важнейших солей приведена в табл.2.

     Ионно-молекулярные уравнения помогают понять особенности протекания реакций между электролитами. Рассмотрим в качестве примера несколько реакций, протекающих с участием слабых кислот и оснований. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

                                                        Таблица 2. 

Растворимость важнейших солей  в воде

 

     Как уже говорилось, нейтрализация любой  сильной кислоты любым сильным  основанием сопровождается одним и  тем же тепловым эффектом, так как она сводится к одному и тому же процессу — образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-иона. Однако при нейтрализации сильной кислоты слабым основанием, слабой кислоты сильным или слабым основанием тепловые эффекты различны. Напишем ионно-молекулярные уравнения подобных реакций.

     Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) сильным основанием (гидроксидом натрия): 

СН₃СООН + NaOH = CH₃COONa + Н₂О 

     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  растворимости.

     При 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 равновесие 

CaSO₄ ↔Са²⁺ + SO₄^2-

твердая                ионы в

соль                   растворе 

     Константа равновесия для этого процесса выразится уравнением: 

К = [Са²⁺] [SO₄^2-]

[CaSO₄] 

     Знаменатель дроби — концентрация твердой  соли — представляет собою постоянную величину, которую можно ввести в константу.

     Тогда, обозначая

К = [CaSO₄] = К^’

       получим

     [Са²⁺] [SO₄^2-] = 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 ПР_CaSO4, получим: 

     ПР_CaSO4 = [Са²⁺] [SO₄^2-] 

     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 SO₄^2- равна 1,5∙10^-2 моль/л.  

     Следовательно, произведение растворимости этой соли 

     ПР_CaSO4 = [Са²⁺] [SO₄^2-] = (1,5∙10^-2)² = 2,25∙10^-4

     

     

     В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении произведения растворимости должны быть возведены в соответствующие степени. Например: 

     ПР_РbCl2 = [Pb²⁺] [I^-]² 

     Знание  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.