Таблица 4. Важнейшие индикаторы
| Название индикатора | Цвет индикатора в различных средах | ||
| в кислой | в нейтральной | в щелочной | |
| Метиловый оранжевыйМетиловый красныйФенолфталеинЛакмус | Красный (рН < 3,1)Красный (рН < 4,2)Бесцветный (рН < 8,0)Красный (рН < 5) | Оранжевый (3,1 < рН < 4,4)Оранжевый (4,2 < рН < 6,3)Бледно-малинов. (8,0 < рН < 9,8)Фиолетовый (5 < рН < 8) | Желтый (рН > 4,4)Желтый (рН > 6,3)Малинов. (рН > 9,8)Синий (рН > 8) |
Для многих процессов величина рН имеет большое значение. Так, рН крови человека и животных имеет строго постоянное значение. Растения могут нормально произрастать лишь при значениях рН почвенного раствора, лежащих в определенном интервале, характерном для данного вида растения. Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от их рН.
2.9 Смещение ионных равновесий
Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются; изменение условий влечет за собой нарушение равновесия.
Так, равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при ее увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы связываются. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей согласно уравнениюввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов СН3СОО-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается влево, т. е. степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.
СН3СООН ↔ СН3СОО- + H+
Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т. е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита. Наоборот, уменьшение концентрации одного из ионов вызывает диссоциацию нового количества молекул. Например, при введении в раствор указанной кислоты гидроксид-ионов, связывающих ионы водорода, диссоциация кислоты возрастает.
Аналогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита: всякий раз, как только произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в растворе превысит, величину произведения растворимости, образуется осадок. Так, если к насыщенному раствору сульфата кальция добавить другой, хорошо растворимый электролит, содержащий общий с сульфатом кальция ион, например, сульфат калия, то вследствие увеличения концентрации ионов SO42- равновесие сместится в сторону образования кристаллов CaSО4; ионы Са2+ и SO42- будут удаляться из раствора, образуя осадок. Процесс будет идти до тех пор, пока произведение концентраций этих ионов станет равно произведению растворимости CaSO4. В итоге количество сульфата кальция в растворе уменьшится.
Таким образом, растворимость электролита уменьшается от введения в раствор одноименных ионов. Исключением являются те случаи, когда происходит связывание одного из находящихся в растворе ионов с вводимыми ионами в более сложные (комплексные) ионы.
На основании рассмотренных примеров можно сделать общий вывод.
Обязательным условием течения реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов — например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ.
Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей. Например, при взаимодействии ацетата натрия с соляной кислотой реакция практически нацело протекает с образованием уксусной кислоты.
CH3COONa + НС1 = СН3СООН + NaCl
или в ионно-молекулярной форме:
СН3СОО- + H+ = СН3СООН
Аналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например, при действии гидроксида натрия на сульфат железа (П) выделяется гидроксид железа(II)
FeSO4+ 2NaOH = Na2SO4+ Fe(OH)2↓
или в ионно-молекулярной форме:
Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓
Последняя реакция служит примером образования не только слабого, но и малорастворимого электролита.
С рассмотренной точки зрения становится ясным различие между реакциями нейтрализации сильной кислоты сильным основанием и случаями нейтрализации, когда хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит. При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в растворе образуется только один слабый электролит — вода. При этом равновесие сильно смещено вправо и реакция в этом случае доходит практически до конца
Н+ + OH- ↔ Н2О
При нейтрализации же слабой кислоты или слабого основания в растворе существуют, по крайней мере, два слабых электролита — вода и слабая кислота или слабое основание. Например, при нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием в растворе устанавливаются два равновесия:
Н+ + СН3СОО- ↔ СН3СООН
Н+ + ОН- ↔ Н2О
Ион водорода может, таким образом, связаться в молекулу уксусной кислоты или в молекулу воды. Ионы СН3СОО- и ОН- как бы «конкурируют» друг с другом в связывании иона водорода. Поэтому в данном случае реакция нейтрализации доходит не до конца, а до состояния равновесия:
СН3СООН + OH- ↔ СН3СОО- + Н2О
Однако это равновесие сильно смещено вправо, поскольку вода — значительно более слабый электролит, чем уксусная кислота, так что связывание ионов Н+ в молекулы воды происходит полнее, чем в молекулы уксусной кислоты.
При нейтрализации слабого основания — гидроксида аммония - сильной кислотой в растворе тоже устанавливаются два равновесия:
NH4+ + OH- ↔ NH4OH
H+ + OH- ↔ Н2О
Здесь конкурируют ионы NH4+ и H+, связывающие гидроксид-ионы в недиссоциированные молекулы. В результате и эта реакция доходит не до конца, а до состояния равновесия:
H+ + NH4OH ↔ NH4+ + Н2О
Но поскольку вода — значительно более слабый электролит, чем NH4OH, равновесие сильно смещено вправо.
Подобные процессы происходят и при реакциях, в ходе которых малорастворимое вещество превращается в растворимый, но слабо диссоциирующий продукт. К таким реакциям относится, например, растворение сульфидов некоторых металлов в соляной кислоте. Так, взаимодействие сульфида марганца с соляной кислотой выражается уравнением
MnS(к) + 2НСl =MnCl2 + H2S
или
MnS(к) + 2Н+ =Mn2+ + H2S
Присутствие в числе исходных веществ малорастворимого электролита (MnS), при образовании которого связываются ионы S2-, обусловливает протекание реакции влево. С другой стороны, при образовании слабого электролита (H2S) также связываются ионы S2-, что способствует протеканию реакции вправо. Таким образом, ионы S2- участвуют в двух конкурирующих процессах, приводящих к установлению двух равновесий:
S2- + Mn2+ ↔ MnS(к)
и
S2- + 2Н+ ↔ H2S
Направление рассматриваемой реакции зависит от того, какое из двух веществ — H2S или MnS — в большей степени связывает ионы S2-. Суммарная константа диссоциации сероводорода К = К1 К2 = 6∙10-22; произведение же растворимости MnS равно 2,5∙10-10 . Отсюда ясно, что связывание ионов S2- в молекулы сероводорода происходит полнее, чем в MnS. Поэтому рассматриваемая реакция протекает вправо — сульфид марганца растворяется в соляной кислоте.
Аналогичные два равновесия устанавливаются в системе соляная кислота — сульфид меди(II). Но произведение растворимости CuS очень мало, оно равно 6∙10-36. Поэтому связывание ионов S2- в CuS происходит полнее, чем в молекулы сероводорода, и равновесие в системе
CuS(к) + 2HC1 ↔ CuCl2 + Н2S
смещено влево; сульфид меди(II) нерастворим в соляной кислоте.
Рассмотренные закономерности позволяют понять поведение амфотерных гидроксидов. Так, равновесие между осадком гидроксида цинка и раствором нарушается при добавлении как кислоты, так и щелочи. В этом случае равновесие можно записать в форме:
2Н+ + ZnO22- ↔ Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + 2OH-
раствор
↕
Zn(OH)2
осадок
При добавлении к гидроксиду цинка кислоты возрастает концентрация ионов водорода. Произведение [Н+][ОН-] становится больше ионного произведения воды — идет процесс образования молекул Н2О из ионов; при этом нарушается равновесие и в системе Zn(OH)2. Согласно принципу Ле Шателье, вследствие возрастания концентрации ионов Н+ и расхода ионов ОН-, диссоциация Zn(OH)2 по типу кислоты подавляется, а по типу основания усиливается. В итоге осадок Zn(OH)2 растворяется и образуется соль, в которой цинк является катионом. Например, в случае соляной кислоты пойдет реакция:
Zn(OH)2+ 2HC1= ZnСl2 + H2O
При добавлении к гидроксиду цинка щелочи возрастает концентрация ионов ОН-: в этом случае процесс идет в направлении связывания ионов водорода. Равновесие в системе нарушается, но теперь преобладает диссоциация Zn(OH)2 по типу кислоты. В итоге осадок Zn(OH)2 растворяется и образуется соль, в которой цинк входит в состав аниона. Например, при добавлении NaOH идет реакция:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnО2 + 2H2O