Pentru a afla dacă această reacție sau reacția dintre electroliți puternici va apărea în soluții apoase, este necesar ca, în plus față de ecuația de reacție în formă moleculară, să se poată scrie aceeași ecuație într-o formă ionică completă și redusă.
Luați în considerare o posibilă reacție a interacțiunii soluțiilor apoase de KNO3 și NaCl. În formă moleculară, ecuația este după cum urmează:
Să notăm aceeași ecuație a reacției în formă ionică, luând în considerare faptul că toți participanții săi sunt săruri medii, ceea ce înseamnă că ele disociază complet în ioni în apă:
După reducerea ionilor identici (toți ionii sunt reduse), se poate concluziona fără echivoc că această reacție nu se va desfășura în soluții.
Astfel, principalele condiții pentru reacțiile ionice sunt:
1. Formarea ca rezultat al unei reacții ionice a unei substanțe slab solubile. De exemplu, dacă în reacția precedentă, înlocuiți KNO3 cu AgNO3. obținem:
AgNO3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO3 - ecuația moleculară a reacției;
deoarece AgCl este insolubil în apă, în forma ionică ecuația de reacție poate fi scrisă după cum urmează:
Ag + + N03 - + Na + + Cl - = AgCl ↓ + Na + + NO3 - este ecuația ionică totală.
După reducere, obținem ecuația ionică redusă a reacției:
Ag + + Cl - = AgCl ↓.
2. Formarea unei substanțe slab disociante. De exemplu, în reacția NaOH și HCI:
NaOH + HCI = NaCI + H20.
Deoarece apa este un electrolit foarte slab, rămâne sub formă de molecule.
Na + + OH - + H + + Cl - = Na + + Cl - + H20 este ecuația ionică totală.
OH - + H + = H20 - ecuația ionică scurtă.
Din ultima ecuație, se poate observa că orice reacție de neutralizare a unui acid puternic cu o bază tare reduce la formarea unui electroliți slab, a moleculelor de apă, prin interacțiunea ionilor de hidrogen și a ionilor de hidroxid.
3. Formarea de substanțe gazoase. De exemplu:
CO3 2 + 2H + = H2O + CO2 ↑ - ecuația ionică scurtă.
Apa chimică pură are o conductivitate electrică nesemnificativă, dar măsurabilă, deoarece apa disociază nesemnificativ în ioni. Deci, la temperatura camerei, numai aproximativ una din 10 molecule de apă este în formă disociată. Procesul de disociere electrolitică a apei este posibil datorită polarității destul de ridicate a legăturilor O-H și a prezenței unui sistem de legături de hidrogen între moleculele de apă. Ecuația de disociere a apei este scrisă după cum urmează:
unde H3O + este cationul hidroxoniu de hidrogen.
Ecuația de disociere a apei poate fi scrisă într-o formă mai simplă:
Prezența ionilor de hidrogen și a hidroxidului în apă îi conferă proprietăți specifice amfoliților, adică capacitatea de a îndeplini funcțiile unui acid slab și o bază slabă. Constanta de disociere a apei la o temperatura de 22 0 C:
unde [H +] și [OH -] sunt concentrațiile de echilibru în g / ion / l, respectiv, ale cationilor hidrogen și hidroxionici și [H2O] este concentrația de echilibru a apei în mol / l. Având în vedere că gradul de disociere a apei este extrem de mic, concentrația de echilibru a moleculelor de apă nedisociate poate fi echivalentă cu cantitatea totală de apă conținută în 1 litru de apă:
Acum expresia (1) poate fi scrisă în următoarea formă:
prin urmare [H +] [OH -] = (1,8 10 -16) 55,56 = 10-14 g ion 2 / L2.
Produsul concentrațiilor ionilor de hidrogen și a hidroxionilor este o constantă nu numai pentru apă, ci și pentru soluții apoase de săruri, acizi și alcalii. Această valoare se numește produsul ionic al apei sau constanta apei. Prin urmare: KH2O = [H +] [OH -] = 10 - 14 g ion 2 / l 2.
Pentru medii neutre [H +] = [OH -] = 10 -7 g-ion / l. În medii acide [H +]> [OH -] și în [H +] alcaline, <[OH - ]. При этом в любых средах произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов при данной температуре остается постоянным и равным 10 -14 г-ион 2 /л 2. Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, любую реакцию среды (нейтральную, кислую или щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: