Зміщення рівноваги. Дія однойменного іону

Рівновага в розчинах електролітів між недисоційованими молекулами та їх іонами, як будь-яка хімічна рівновага, зберігається незмінною тільки за сталих зовнішніх умов. Зміна умов веде до зміщення рівноваги в який-небудь бік. Збільшення об’єму розчину під час додавання до нього води зміщує рівновагу у бік утворення нової кількості іонів (збільшується ступінь дисоціації), і навпаки. Збільшення концентрації одного з іонів веде до зміщення рівноваги у бік утворення недисоційованих молекул. Це означає, що введення в розчин слабкого електроліту однойменних іонів зменшує ступінь дисоціації цього електроліту. І навпаки, зменшення концентрації одного з іонів веде до збільшення дисоціації молекул.

Під час розчинення твердої речовини у воді розчинення зупиняється, коли розчин стає насиченим. Під час розчинення сильних електролітів, наприклад, солей, кристали яких побудовані з іонів, в розчин переходять не молекули, а окремі іони. Це означає, що рівновага в насиченому розчині встановлюється між іонами, які перейшли в розчин та іонами, які знаходяться в кристалах солі.

Наприклад, у насиченому розчині кальцій сульфату повинна існувати рівновага:

Сa²⁺SO₄^2-Û Сa²⁺ +SO₄^2-.

Застосуємо до цього рівняння закон діючих мас:

К=[ Сa²⁺ ]×[ SO₄^2-].

Таким чином, в насиченому розчині малорозчинного електроліту добуток концентрацій його іонів є величина стала за даною температурою. Ця величина характеризує здатність електроліту розчинятись. Її називають добутком розчинності електроліту і позначають ДР.

ДР(CaSO₄)= [ Сa²⁺ ]×[ SO₄^2-].

Розчинність електроліту зменшується від введення в розчин однойменних іонів. Винятком є випадки, коли відбувається зв’язування одного з іонів розчину з іонами, що вводять, в наслідок чого утворюються більш складні (комплексні) іони.

Добуток розчинності є сталою величиною тільки для малорозчинних речовин.

Аналітичні реакції у розчинах електролітів як реакції іонів

Коли ми розчиняємо який-небудь сильний електроліт у воді, то одержуємо розчин, який містить іони, а не молекули даного електроліту. Кожен іон має свої характерні властивості, які він зберігає в будь-якому розчині незалежно від присутності інших іонів. Таким чином, розчин електроліту - це суміш іонів із молекулами води. Це означає, що під час змішування розчинів двох сильних електролітів у реакцію можуть вступати тільки іони. Тому і результат реакції повинен залежати тільки від того, які іони знаходились в розчинах.

Наприклад, під час протікання трьох наступних реакцій випадає білий осад аргентум хлориду:

 

AgNO₃+NaCl=AgCl+NaNO₃,

Ag₂SO₄+CuCl₂=AgCl+CuSO₄,

CH₃COOAg+KCl=AgCl+CH₃COOK.

 

Висновок: реакції між електролітами - це реакції їх іонів.

 

Іонні рівняння

У звичайних хімічних реакціях не враховується дисоціація молекул на іони, тому для виразу сутності реакцій, що перебігають під час взаємодії між електролітами, користуються іонними рівняннями.

Складання іонних рівнянь:

·Написати рівняння реакції у молекулярній формі.

·Переписати це рівняння, враховуючи, що нерозчинні речовини і слабкі електроліти присутні в розчині у вигляді молекул, а інші - у вигляді іонів.

·Виключити іони, які не приймають участь у реакції, тобто ті, що зустрічаються в обох частинах рівняння у однаковій кількості.

Наприклад, напишемо іонне рівняння для наступної реакції:

AgNO₃+NaCl=AgCl¯+NaNO₃.

Перепишемо його в наступному вигляді:

Ag⁺+NO₃^-+Na⁺+Cl^-=AgCl¯+Na⁺+NO₃^-

Скорочуємо однакові іони та одержуємо іонне рівняння:

Ag⁺+Cl^-=AgCl¯.

Це - іонне рівняння реакції, яку ми розглядали. Воно простіше за молекулярне рівняння і в той же час виражає сутність реакції, що перебігає. Зрозуміло, що іонні рівняння, на відміну від звичайних молекулярних рівнянь, відносяться не до однієї реакції між певними речовинами, а охоплюють цілу групу аналогічних реакцій. У цьому полягає їх головна цінність та значення.

 

Дисоціація води

Реакції, які застосовують в аналітичній хімії перебігають найчастіше у водних розчинах. Вода - слабкий електроліт, який іонізується згідно з рівнянням:

Н₂О®Н⁺+ОН^-.

Оскільки з кожної молекули під час іонізації утворюється по одному іону Н⁺ та ОН^-, концентрації їх у чистій воді однакові: [Н⁺]=[ОН^-]=10^-7 моль/л (при 25°С). Процес розпаду можна охарактеризувати відповідною константою:

К_р×[Н₂О]=[Н⁺]×[ОН^-]=К_W - іонний добуток води

За температури 25°С К_W=10^-7×10^-7=10^-14=const. Якщо [Н⁺]=[ОН^-]=10^-7 розчин називають нейтральним. Якщо [Н⁺]>10^-7 >[ОН^-] розчин називають кислим. Якщо [Н⁺]<10^-7 <[ОН^-] розчин називають лужним.

Реакцію будь-якого розчину можна охарактеризувати кількісно, вказавши, яка в ньому концентрація гідроген-іонів. Замість концентрації гідроген-іонів краще користуватись від’ємним логарифмом цієї величини, який називають водневим показником та позначають знаком рН:

рН=-lg[Н⁺].

Якщо рН=7 середовище називають нейтральним. Якщо рН>7 середовище називають лужним. Якщо рН<7 середовище називають кислим.

Поряд із водневим показником часто застосовують гідроксильний показник рОН:

рОН=-lg[ОН].

Якщо рівняння [Н⁺][ОН^-]=10^-14 прологарифмувати та замінити знаки на зворотні, то одержимо рівняння:

рН+рОН=14.