Электролиты и их свойства

     В табл.3 приведены величины произведения растворимости некоторых малорастворимых соединений в воде. 

                                                        Таблица 3. 

Произведение  растворимости некоторых  веществ при 25°С

 
 
 
 
 
 
 
 
 

2.8.Диссоциация  воды. Водородный  показатель. 

     Чистая  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] К 

     Поскольку 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 К_Н2О, будем иметь: 

[Н⁺] [ОН^-] = К_Н2О 

     Полученное  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: 

     К_Н2О = 10^-7∙10^-7 = 10^-14 

     Растворы, 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/л 

     Наоборот, 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/л 

     Эти 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/л

     Кислый                          [Н⁺] > 10^-7моль/л

     Щелочной                     [Н⁺] <10^-7моль/л 

            
 

     Кислотность 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

 

     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 равновесий. 

     Равновесие  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 уравнению                                                                        

     СН₃СООН ↔ 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.

     Аналогично  нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита: всякий раз, как только произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в растворе превысит, величину произведения растворимости, образуется осадок. Так, если к насыщенному раствору сульфата кальция добавить другой, хорошо растворимый электролит, содержащий общий с сульфатом кальция ион, например, сульфат калия, то вследствие увеличения концентрации ионов SO₄^2- равновесие сместится в сторону образования кристаллов CaSО₄; ионы Са²⁺ и SO₄^2- будут удаляться из раствора, образуя осадок. Процесс будет идти до тех пор, пока произведение концентраций этих ионов станет равно произведению растворимости CaSO₄. В итоге количество сульфата кальция в растворе уменьшится.

     Таким образом, растворимость электролита уменьшается от введения в раствор одноименных ионов. Исключением являются те случаи, когда происходит связывание одного из находящихся в растворе ионов с вводимыми ионами в более сложные (комплексные) ионы.

     На  основании рассмотренных примеров можно сделать общий вывод.

Обязательным  условием течения реакций между  электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов — например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, 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. Например, при взаимодействии ацетата натрия с соляной кислотой реакция практически нацело протекает с образованием уксусной кислоты

CH₃COONa + НС1 = СН₃СООН + NaCl 

или в ионно-молекулярной форме:  

     СН₃СОО^- + H⁺  = СН₃СООН 

     Аналогично  протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например, при действии гидроксида натрия на сульфат железа (П)  выделяется гидроксид железа(II) 

     FeSO₄+ 2NaOH = Na₂SO₄+ Fe(OH)₂↓ 

или в ионно-молекулярной форме: 

Fe²⁺ + 2OH^- = Fe(OH)₂↓ 

     Последняя реакция служит примером образования не только слабого, но и малорастворимого электролита.

     С рассмотренной точки зрения становится ясным различие между реакциями  нейтрализации сильной кислоты  сильным основанием и случаями нейтрализации, когда хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит. При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в растворе образуется только один слабый электролит — вода. При этом равновесие

     Н⁺ + OH^- ↔ Н₂О

сильно смещено  вправо и реакция в этом случае доходит практически до конца. При нейтрализации же слабой кислоты или слабого основания в растворе существуют, по крайней мере, два слабых электролита — вода и слабая кислота или слабое основание. Например, при нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием в растворе устанавливаются два равновесия: