Рассмотрим три условия протекания ионных реакций

1. Ионная реакция является практически необратимой, если в ходе неё образуется малорастворимые вещества (осадок).

Действительно, концентрация ионов и после взаимодействия эквивалентных количеств исходных солей составляет около моль/л.

Или же, мы считаем, что реакция пойдет «до конца»

Для того, чтобы проверить, несколько точны наши заключения о количественном протекании подобных реакций, рассмотрим равновесия между малорастворимой солью и её насыщенным раствором

Константа этого равновесия называемая произведением растворимости (ПР), имеет вид К= [Ag⁺][Cl ^-]=ПР. AgCl образует самостоятельную твердую фазу, и его концентрация не входит в выражение для ПР. Произведение растворимости, как и растворимость, зависит от температуры (как и любая константа равновесия). Для AgCl при оно составляет . Растворимость малорастворимых солей, т.е. концентрация насыщенного раствора соли , связана с произведением растворимости простым соотношением, форма которого, зависит от соотношения зарядов катиона и аниона. В случае AgCl и любого электролита состава 1:1 растворимость, выраженная в молях на литр, просто равна концентрации катиона и аниона:

На равновесии между осадком и раствором влияет присутствие одноименных ионов. Например, если к 1л. насыщенного раствора AgCl при добавить 1г. NaCl , то концентрация ионов хлора будет определяться этой добавкой: моль/л, а концентрация ионов Ag и растворимость соли составляет:

т.е. растворимость понизится примерно в 700 раз по сравнению с растворимостью в воде. Добавлением одноименных с осадком ионов часто пользуются для более полного выделения малорастворимого вещества.

Если в растворе, из которого производится осаждение малорастворимой соли, присутствуют ионы, склонные к гидролизу (многозарядные катионы малого размера, анионы слабых кислот), то необходимо учитывать реальное состояние ионов и конкуренцию между осаждением и гидролизом.

2. Второй случай – образование малодиссоциирующих соединений (в том числе и комплексных соединений).

3. Третье условие – удаление продуктов в виде газов из сферы ионной реакции.

Реакции с газовыделением весьма распространены, особенно Oх-Red. Очевидно, что более полному протеканию реакции способствует повышение температуры раствора и удаление газа из системы.

Причины практической необратимости этих реакций является выделение газов и . Согласно принципу Ле-Шателье, уменьшение концентрации продуктов смещает равновесие в сторону их образования, и реакция становится практически необратимой.

Анализ рассмотренных случаев направленного протекания ионных реакций, позволяет установить закономерности, характерные для обратимых ионных реакций:

· Ионная реакция обратимая, если среди исходных и образующих веществ есть малодиссоциированные, малорастворимые или газообразные в-ва.

· Равновесие такой реакции смещается в направлении наиболее полного связывания ионов (их наименьшей концентрации в растворе).

7. Ионное произведение воды. Водородный показатель

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определенной, хотя и незначительной электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды частично распадаются на ионы, то есть вода слабый электролит. Процесс диссоциации воды может быть записан

Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом. Реакцию разложения воды записывают проще:

Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению:

Учитывая, что при комнатной температуре, на ионы распадается 1 из молекул воды, активности ионов в уравнениях могут быть заменены их концентрациями, а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 литра воды на массу ее моля:

1000/18=55,5 моль/л

Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде:

[H⁺] [OH ^-] = K_Д×55,5 = K_W

где - ионное произведение воды.

Так как в соответствии с уравнением диссоциации концентрации ионов и в воде одинаковы, их можно определить, зная ионное произведение воды. При 295 К оно равно . Отсюда

Диссоциация - процесс эндотермический, поэтому сильно зависит от температуры.

Как всякая константа равновесия, не зависит от активностей ионов и в растворе. Так, если в добавить кислоты, активность ионов резко возрастет. Тогда за счет подавления диссоциации равновесие этого процесса сместится влево и активность ионов в растворе уменьшится, но ионное произведение останется неизменным.

Итак, в водных растворах активности ионов и при t=const связаны между собой. Достаточно указать активность одного из них, чтобы определить активность другого, пользуясь выражением

(2)

В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы являются носителями кислотных свойств, а ионы - основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, когда ; кислым, если , щелочным: .

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр - водородный показатель или pH. Значение pH 7 соответствует нейтральному раствору при 295 К (). С изменением температуры меняются и концентрация ионов в нейтральном растворе. При 353К и в нейтральном растворе активность ионов Н⁺ будет:

и pH 6,3.

Аналогично, pOH. и pH+pOH=14

Сок лимонный pH=2,1

Сок апельсиновый pH=2,8

Сок желудочный pH=1,4

Сухое вино pH=3,5

Кофе черный pH=5,0

Вода дождевая pH=6,5

Вода дистиллированная pH=7,0

Молоко pH=6,9

Кровь pH=7,3-7,4

Аммиак (бытовой) pH=11,9

Расчет pH слабых кислот и оснований:

- из уравнения Оствальда:

Расчет pH сильной кислоты:

Проводят по уравнениям:

Для этого необходимо определить ионную силу (полусумма произведений концентраций всех ионов в растворе на квадрат их заряда) и коэффициент активности или по таблице.

Поиск по сайту: