Общая химия (стр. 26 )

Для закрепления этих положений рассмотрим два примера.

Пример 1. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа (III) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах.

Разобьем решение задачи на четыре этапа.

1. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме:

2. Перепишем это уравнение, изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде ионов:

Это ионное уравнение реакции.

3. Исключим из обеих частей ионного уравнения одинаковые ионы, т. е. ионы, не участвующие в реакции (они подчеркнуты):

4. Запишем уравнение реакции в окончательном виде:

Это сокращенное ионное уравнение реакции. Как видно из этого уравнения, сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Fе3+ и ОН-, в результате чего образуется осадок Fе(ОН)з. При этом вовсе не имеет значения, в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия.

Пример 2. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида калия и нитрата натрия.

Так как продукты взаимодействия хорошо растворимы в воде и не уходят из сферы реакции, то данная реакция обратима.

Как и в примере 1, записываем по этапам:

Уравнения для следующих этапов написать нельзя, так как с точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит. Однако если выпаривать этот раствор, то будут возникать новые химические связи между ионами и получится смесь четырех солей: КСl,. NaNo3,NaCl, KNO3

Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Если при таких реакциях не происходит изменения зарядов ионов (не изменяется степень окисления), то они называются ионообмен­ными.

§ 5.12. Диссоциация воды. pH

Вода как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы Н+ и ОН-, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами: .

Концентрацию ионов обычно выражают в молях ионов в 1 л. Как видно из уравнения диссоциации воды, в ней величины [Н+] и [ОН-] одинаковы. Опытом установлено, что в одном литре воды при комнатной температуре (22 °С) диссоциации подвергается лишь 1(Н моль воды и при этом образуется 10~7 моль/л ионов Н* и 10~7 моль/л ионов ОН-.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде называется ионным произведением воды (обозначается Kв). При определенной температуре Кв — величина постоян­ная, численно равная при 22 °С10-14:

Постоянство произведения  [Н+] [ОН-] означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидроксид-ионов не может быть равна нулю. Иными словами, любой водный раствор кислоты, основания или соли содержит как Н+-, так и ОН--ионы. Действительно,  для чистой воды |Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л. Если в нее добавить кислоту, то [Н+] станет больше 10-7, а [ОН-] меньше 10-7 моль/л, И на­оборот, если к воде добавить щелочи, то [Н+] становится меньше 10-7, а [ОН-] — больше 10-7 моль/л.

Из постоянства произведения [Н+] [ОН-] следует, что при уве­личении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшается концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию Н+ - ионов, если известна концентрация ОН--ионов, и наоборот. Например, если в водном растворе [Н+] = 10-3 моль/л, то [ОН-] определится так:

[ОН-] = Кв  / [Н+] = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л.

Таким образом, кислотность и щелочность раствора можно выразить через концентрацию либо ионов Н+, либо ионов ОН-. На практике пользуются первым способом. Тогда для нейтрального раствора  [Н+] = 10-7, для кислого [Н+] > 10- 7 и для щелочного  [Н+] < 10-7 моль/л.

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель, обозначаемый символом рН (читается «пэ-аш»).

Водородным показателем рН называется десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

где [Н+] — концентрация ионов водорода, моль/л.

Понятие «водородный показатель» было введено датским химиком Сёренсеном в 1909 г.: латинская буква р — начальная буква датского слова роtеnz — математическая степень, буква Н  символ водорода.

С помощью рН  реакция растворов характеризуется так: нейтральная — рН 7, кислая — рН < 7, щелочная — рН > 7. Наглядно зависимость между концентрацией ионов водорода, величиной рН и реакцией раствора можно выразить схемой

Из схемы видно, что чем меньше рН, тем больше концентра­ция ионов Н+, т. е. выше кислотность среды, и наоборот, чем больше рН, тем меньше концентрация ионов Н+, т. е. выше щелочность среды.

Приведем значения рН некоторых наиболее известных растворов и укажем соответствующую им реакцию среды: желудоч­ный сок — рН 1,7 (сильнокислая реакция), торфяная вода — рН 4 (слабокислая), дождевая вода — рН 6 (слабокислая), во­допроводная вода рН 7,5 (слабощелочная), кровь — рН 7,4 (сла­бощелочная), слюна — рН 6,9 (слабокислая), слезы — рН 7 (нейтральная).

Исключительно велика роль рН в самых различных явлениях и процессах — ив природе, и в технике. Многие производственные процессы в химической, пищевой, текстильной и других отраслях промышленности протекают лишь при определенной реакции среды. Столь же необходима для нормального развития сельскохозяйственных культур и получения высоких урожаев и определенная реакция почвенного раствора. В зависимости от значения рН почвенного раствора почвы подразделяются на сильнокислые (рН 3—4), кислые (рН 4—5), слабокислые (рН 5—6), нейтральные (рН 6—7), слабощелочные (рН 7—8), щелочные (рН 8—9) и, наконец, сильнощелочные (рН 9—11).

Чаще всего растения страдают от повышенной кислотности, для устранения которой применяется известкование почв — внесение в них известняков — карбонатов кальция или магния. Если же почвы отличаются повышенной щелочностью (солонцеватые и солончаковые почвы), то для ее устранения производят гипсование — внесение размолотого гипса СаS04 • 2Н2О.

Необходимость в известковании или гипсовании почв устанавливается с учетом водородного показателя раствора (солевой вытяжки ) ; в зависимости от величины рН устанавливается по таблицам и доза вносимых веществ.

§ 5.13. Протолитическая теория кислот и оснований

Теория электролитической диссоциации объяснила многочисленные явления и процессы, протекающие в водных растворах электролитов. Так, например, в разных реакциях нейтрализации

одно и то же значение теплового эффекта (57,3 кДж/моль) объясняется образованием малодиссоциированных молекул воды из Н+-и ОН--ионов:

тепловой эффект не наблюдается. Это объясняется тем, что химического взаимодействия между ионами Na+, Сl-, К+, N03- не происходит, как это видно из ионного уравнения. Электролитическая диссоциация явилась основой успешного развития теории растворов и изучения процессов, протекающих в них. В этом за­ключается ее большое значение в химии. Однако эта теория не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, например, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы NH4+ и Сl-), то в жидком аммиаке он проявляет свойства кислоты, — растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте. Эти факты не согласуются с теорией электролитической диссоциации. Их объясняет протолитическая теория кислот и оснований, предложенная в 1923 г. независимо датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури.

Согласно этой теории

кислотами являются вещества, молекулы или ионы, отщепляющие при данной реакции протоны. Основаниями являются вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны. Как те, так н другие получили общее название протолитов.

Реакция отщепления протона изображается уравнением

кислота основание + Н+

Кислота и основание такого процесса называются сопряженными. Это кислотно-основная пара. Например, ион Н30+ — кислота, сопряженная основанию Н2О, а хлорид-ион Сl - — основание, сопряженное кислоте HCl.

Свободные протоны в растворах самостоятельно не существуют. Они переходят от кислоты к какому-либо основанию. Поэтому в растворе всегда протекают два процесса:

Кислота1 ? основание1 + Н+

Основание2 + Н+ ?кислота2

и равновесие между ними изображают уравнением

кислота + основание2 ?основание1 + кислота2

Например, реакцию нейтрализации уксусной кислоты аммиаком можно представить так:

Здесь уксусная кислота является кислотой (отдает протоны Н+), аммиак — основанием (принимает протоны), ионы СНзСОО - играют роль основания (в этом обратимом процессе они могут принять протоны и превратиться обратно в уксусную кислоту), а ионы аммония NH4 играют роль кислоты (могут отдать протоны).

Аналогично можно изобразить проявление основных свойств азотной кислоты, растворенной в жидком фтороводороде:

Таким образом, из кислоты и основания всегда получаются новые сопряженные кислота и основание. Протолитическая теория рассматривает реакцию нейтрализации как переход протона кислоты к основанию.