3. Реакции, протекающие с образованием слабых электролитов

Сдвиг равновесия реакции часто обусловливается образованием слабых электролитов воды, слабых кислот и оснований, кислотных осадков многоосновных кислородных кислот, содержащих ион , и т. д.

К слабым электролитам относятся, например: и др.

Электролитическая диссоциация воды. Вода очень незначительно диссоциирует по уравнению

Образующийся ион водорода (протон) имеет малый диаметр и отличается большой подвижностью при химических реакциях. С молекулой воды он взаимодействует, образуя ион гидроксония

Константа равновесия этой реакции очень велика:

Вещества, содержащие ион гидроксония, могут быть выделены в кристаллическом состоянии. Так, например, рентгеноструктурным методом исследования гидрата хлорной кислоты было доказано, что это вещество является перхлоратом гидроксония Таким образом, точнее электролитическая диссоциация воды может быть выражена уравнением

Однако для удобства пользуются простейшим уравнением диссоциации воды.

Концентрацию ионов и в чистой воде можно вычислить по величине электропроводности.

Применяя закон действия масс к диссоциации воды, мы можем написать:

Обозначая через , получим:

Константа показывает, чему равно (при неизменной температуре) произведение концентраций ионов водорода и гидроксида в воде, и называется ионным произведением воды.

Численное значение нетрудно получить, так как константа диссоциации воды К равна концентрация же практически недиссоциированных молекул воды есть величина постоянная, равная общему числу грамм-молекул воды в литре, а именно .

Отсюда

при обыкновенной температуре.

При диссоциации воды из одной диссоциирующей молекулы возникает по одному иону водорода и одному гидроксид-иону, поэтому концентрации ионов и в равны между собой, т. е.

Следовательно, если в растворах концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны каждая , то такие растворы называются нейтральными. Очевидно, что в кислых растворах больше концентрация ионов водорода, а в щелочных — концентрация гидроксид-ионов.

Прибавление кислоты к воде увеличивает концентрацию ионов водорода, в связи с чем концентрация гидроксид-ионов убывает, и наоборот. Но произведение концентраций всегда сохраняется постоянным, равным .

Если мы, например, к воде добавим столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до то концентрация гидроксид-ионов понизится до величины:

Напротив, если мы прибавим к воде щелочь и тем самым повысим концентрацию гидроксид-ионов, например, до значения , то концентрация ионов водорода станет равна:

Ионное произведение воды позволяет для любого водного раствора при известной концентрации ионов водорода найти концентрацию гидроксид-ионов , и наоборот.

Так, например, если нам известно, что в 0,1 н. растворе концентрация ионов водорода равна г-ион/л, то концентрацию гидроксид-ионов легко найти из соотношения:

Следовательно, пользуясь ионным произведением воды, можно любую реакцию среды (как кислую, так и щелочную) выразить на основе концентрации ионов водорода:

Нейтральный раствор .

Кислый раствор .

Щелочной раствор .

В настоящее время вместо самих величин концентраций ионов - водорода пользуются их логарифмами с обратным знаком и эту величину называют водородным показателем . Он определяется соотношением: или, если обозначена через . Например, если , то если , то и т. д.

Реакцию раствора можно определить так: — реакция нейтральная, (например, 6, 5, 4 и т. д.) — реакция кислая, (например, 8, 9, 10 и т. д.) — реакция щелочная.

Ниже приводится схема изменения и в зависимости от реакции среды:

Существуют различные методы измерения pH. Качественно реакцию среды в том или ином растворе определяют при помощи специальных реактивов, называемых индикаторами, которые меняют цвет в зависимости от концентрации ионов и . Индикаторы — сложные органические вещества со свойствами слабой кислоты или слабого основания.

Индикатор характеризуется интервалом перехода (или областью перехода), под которым понимают величину предельной концентрации ионов водорода, при которой наступает изменение окраски раствора. Так, например, у лакмуса изменение красной окраски в синюю происходит в интервале от 5,0 до 8,0.

Наиболее известными индикаторами являются лакмус, метиловый оранжевый и фенолфталеин. Их цвета в зависимости от реакции среды меняются следующим образом: