Диссоциация воды. Индикаторы

Вода является очень слабым электролитом. По своим свойствам вода является амфотерным электролитом, т. к. при ее диссоциации одновременно образуются катионы водорода Н⁺ (сходство с кислотами) и анионы гидроксогруппы ОН^- (сходство с основаниями):

НОН Û Н⁺ + ОН^-

Так как количества ионов Н⁺ и ОН^- в воде равно, то в целом, реакция среды у воды нейтральная. Помимо нейтральной среды существует также кислая и щелочная среды. Кислой называется та среда, в которой количества ионов Н⁺ больше количества ионов ОН^-. Кислая реакция среды характерна для водных растворов кислот и солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой (Al₂(SO₄)₃, FeCl₃ и др.). Щелочная реакция среды характерна для водных растворов щелочей и солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (Na₂CO₃, BaS и др.), т. е. для тех растворов, в которых количество ионов ОН^- больше количества ионов Н⁺.

Для качественного определения среды тех или иных растворов пользуются индикаторами. Индикаторы – это вещества, которые обратимо изменяют свою окраску в зависимости от среды раствора. Самыми известными индикаторами являются лакмус фиолетовый, фенолфталеин и метиловый оранжевый (метилоранж).

 

Цвета индикаторов в различных средах

Индикатор/среда	Кислая	Щелочная	Нейтральная
Лакмус фиолет.	Красный	Синий	Фиолетовый
Фенолфталеин	Бесцветный	Малиновый	Бесцветный
Метилоранж	Розовый	Желтый	Оранжевый

 

 

Реакции ионного обмена

Так как молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов происходят между ионами. Реакции, протекающие между ионами, называются ионными.

Реакции ионного обмена записываются обычно в виде трех уравнений: молекулярного, полного ионного и сокращенного ионного. Молекулярное уравнение реакции показывает, какие вещества участвуют в реакции; полное ионное уравнение показывает, какие ионы присутствуют в растворе; сокращенное ионное уравнение показывает, какие ионы направляют реакцию. Например:

      ZnSO₄ + BaBr₂ = ZnBr₂ + BaSO₄¯                  молекулярное

Zn²⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2Br^- = Zn²⁺ + 2Br^- + BaSO₄¯ полное ионное

           Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄¯                    сокращенное ионное

 

Повторяющиеся ионы в полном ионном уравнении реакции сокращаются. Оставшиеся частицы переписываются в сокращенное уравнение реакции.

Правила составления уравнений ионных реакций

Молекулярные уравнения реакций ионного обмена записываются согласно химическим свойствам тех или иных веществ – электролитов. К примеру, нет смысла писать уравнение реакции взаимодействия двух щелочей, так как щелочи между собой не реагируют.

При написании полных ионных уравнений реакций следует учитывать некоторые правила:

В виде ионов записывают формулы:

- сильных кислот (см. выше);

- сильных оснований – щелочей;

- растворимых в воде солей (обозначенные в таблице растворимости буквой «Р»)

В виде молекул записывают формулы:

- воды;

- слабых кислот;

- слабых оснований, в т. ч. гидроксид аммония;

- плохо растворимых в воде солей и гидроксидов металлов;

- газообразных веществ (H₂, CO₂, H₂S, SO₂, NH₃ и др.);

- оксидов металлов и неметаллов (K₂O, P₂O₅, ZnO, Al₂O₃, SO₃ и др.).

Реакции ионного обмена обычно протекают практически полностью до конца, т е. являются необратимыми. Реакции протекают до конца обычно только в трех случаях:

- если выпадает осадок (BaSO₄, CaCO₃, FeS, Cu(OH)₂, H₂SiO₃ и др.);

- если образуются малодиссоциирующие вещества – слабые электролиты (H₃PO₄, Ca(OH)₂, MgSO₃, Н₂О и др.);

- если выделяется газ (H₂, CO₂, H₂S, SO₂, NH₃ и др.).

Если не соблюдается ни один из этих признаков, то реакция является обратимой, следовательно, до конца она не протекает. Сокращенные ионные уравнения таких реакций не существуют, так как слабого электролита не образуется:

ZnSO₄ + 2KCl ® K₂SO₄ + ZnCl₂

Zn²⁺ + SO₄^2- + 2K⁺ + 2Cl^- = 2K⁺ + SO₄^2- + Zn²⁺ + 2Cl^-

…, т. к. все ионы в левой и в правой части уравнения сокращаются.

Уравнения таких реакций не пишут, так как данные реакции до конца не протекают (обратимы).

 

Номенклатура неорганических веществ

Номенклатура кислот и солей

 

Формула кислоты	Название кислоты	Название соли	Примеры солей
HCl	Соляная (хлороводородная)	Хлориды	NaCl, FeCl3
HF	Плавиковая (фтороводородная)	Фториды	KF, CaF2
HBr	Бромоводородная	Бромиды	AlBr3, BaBr2
HI	Иодоводородная	Иодиды	PbI2, KI
HClO	Хлорноватистая	Гипохлориты	Ca(ClO)2
HClO2	Хлористая	Хлориты	NaClO2
HClO3	Хлорноватая	Хлораты	KClO3
HClO4	Хлорная	Перхлораты	Ba(ClO4)2
H2S	Сероводородная	Сульфиды	K2S, Al2S3
H2SO3	Сернистая	Сульфиты	CaSO3
H2SO4	Серная	Сульфаты	Fe2(SO4)3
HNO2	Азотистая	Нитриты	Ni(NO2)2
HNO3	Азотная	Нитраты	Cr(NO3)3
H3PO4	Фосфорная	Фосфаты	Mg3(PO4)2
H2PHO3 (H3PO3)	Фосфористая	Фосфиты	Na2PHO3
HPO3	Метафосфорная	Метафосфаты	Ba(PO3)2
H4P2O7	Дифосфорная	Дифосфаты	Mg2P2O7
H2CO3	Угольная	Карбонаты	K2CO3
H2SiO3	Кремниевая	Силикаты	Na2SiO3
H2CrO4	Хромовая	Хроматы	BaCrO4
H2Cr2O7	Дихромовая	Дихроматы	Ag2Cr2O7
HMnO4	Марганцевая	Перманганаты	KMnO4
H3BO3	Борная	Бораты	Ca3(BO3)2
H2B4O7	Тетраборная	Тетрабораты	Na2B4O7
H3AsO4	Мышьяковая	Арсенаты	Na3AsO4
CH3COOH	Уксусная	Ацетаты	(CH3COO)2Ca
H2C2O4	Щавелевая	Оксалаты	SrC2O4

 

Следует учитывать, что помимо средних солей существуют кислые (NaHS, CaHPO₄, Ba(H₂PO₄)₂, KHSO₃ и др.) и основные (Cu(OH)Cl, Al(OH)SO₄, Al(OH)₂Br и др.) соли. К названиям кислых солей присоединяется приставка гидро-, а к названиям основных солей – приставка гидроксо-. Например, КНСО₃ – гидрокарбонат калия; Со(ОН)Cl – гидроксохлорид кобальта (II).