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 твердая ионы в соль растворе
CaSO4 ↔Са2+ + SO42-
Константа 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, обозначая
К = [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 соли
ПРCaSO4 = [Са2+] [SO42-] = (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:
ПРРbCl2 = [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.
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 |
| AgClAgBrAgICu(OH)2Zn(OH)2BaSO4CaSO4 | 1,8∙10-106∙10-131∙10-162,2∙10-201∙10-171,1∙10-101,3∙10-4 | CaCO3CuSCu2SFeSHgSMnSZnS | 5∙10-96∙10-361∙10-485∙10-1810-522,5∙10-1010-23 |
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 КН2О, будем иметь:
[Н+] [ОН-] = КН2О
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:
КН2О = 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.