Ионные реакции в растворах

Чтобы узнать, будет ли протекать та или иная реакция между сильными электролитами в водных растворах, необходимо помимо уравнения реакции в молекулярном виде уметь писать это же уравнение в полном ионном и сокращенном ионном виде.

Рассмотрим возможную реакцию взаимодействия водных растворов KNO₃ и NaCl. В молекулярном виде уравнение выглядит следующим образом:

KNO₃ + NaCl = KCl + NaNO₃.

Запишем это же уравнение реакции в ионном виде, учитывая, что все его участники – средние соли, а значит, в воде полностью диссоциируют на ионы:

K⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- = K⁺ + Cl^- + Na⁺ + NO₃^-.

После сокращения одинаковых ионов (сократятся все ионы) можно однозначно сделать вывод, что данная реакция в растворах идти не будет.

Таким образом, основными условиями протекания ионных реакций являются:

1. Образование в результате ионной реакции плохорастворимого вещества. Например, если в предыдущей реакции заменить KNO₃ на AgNO₃, получим:

AgNO₃ + NaCl = AgCl↓ + NaNO₃ – молекулярное уравнение реакции;

поскольку AgCl – нерастворим в воде, то в ионном виде уравнение реакции можно записать следующим образом:

Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- = AgCl↓ + Na⁺ + NO₃^- - полное ионное уравнение.

После сокращения получаем сокращенное ионное уравнение реакции:

Ag⁺ + Cl^- = AgCl↓.

2. Образование слабодиссоциирующего вещества. Например, при взаимодействии NaOH и HCl:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

Так как вода – очень слабый электролит, то она остается в виде молекул.

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- = Na⁺ + Cl^- + H₂O – полное ионное уравнение.

OH^- + H⁺ = H₂O – сокращенное ионное уравнение.

Из последнего уравнения видно, что любая реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к образованию слабого электролита – молекул воды – путем взаимодействия ионов водорода и гидроксид-ионов.

3. Образование газообразных веществ. Например:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑ - молекулярное уравнение;

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- = 2Na⁺ + SO₄^2- + H₂O + CO₂↑ - полное ионное уравнение;

CO₃^2- + 2H⁺ = H₂O + CO₂↑ - сокращенное ионное уравнение.

Гидролиз солей

1. Диссоциация воды

Химически чистая вода обладает хотя и ничтожной, но измеримой электропроводностью, так как вода в незначительной степени диссоциирует на ионы. Так при комнатной температуре лишь примерно одна из 10⁸ молекул воды находится в диссоциированной форме. Процесс электролитической диссоциации воды возможен благодаря достаточно высокой полярности связей О-Н и наличию между молекулами воды системы водородных связей. Уравнение диссоциации воды записывается так:

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^- ,

где H₃O⁺ - катион гидроксония водорода.

Уравнение диссоциации воды можно записать в более простой форме:

H₂O ↔ H⁺ + OH^- .

Присутствие в воде ионов водорода и гидроксида придают ей специфические свойства амфолита, т.е. способность выполнять функции слабой кислоты и слабого основания. Константа диссоциации воды при температуре 22⁰С:

, (1)

где [H⁺] и [OH^-] – равновесные концентрации в г-ион/л соответственно катионов водорода и гидроксо-анионов, а [H₂O] – равновесная концентрация воды в моль/л. Учитывая, что степень диссоциации воды чрезвычайно мала, равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды вполне можно приравнять к общему количеству воды, заключающемуся в 1 л ее:

. (2)

Теперь выражение (1) можно записать в следующем виде:

, (3)

отсюда [H⁺] [OH^-] = (1,8 10^-16) 55,56 = 10^-14 г-ион²/л².

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов является константой не только для воды, но и для водных растворов солей, кислот и щелочей. Эта величина называется ионным произведением воды или константой воды. Следовательно: К_Н2О = [H⁺][OH^-] = 10^-14 г-ион²/л².

Для нейтральных сред [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 г-ион/л. В кислых средах [H⁺] > [OH^-], а в щелочных [H⁺] < [OH^-]. При этом в любых средах произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов при данной температуре остается постоянным и равным 10^-14 г-ион²/л². Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, любую реакцию среды (нейтральную, кислую или щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов.