При смешивании раствора какой-либо соли серебра с соляной кислотой или с раствором любой ее соли всегда образуется характерный белый творожистый осадок хлорида серебра:

AgNO3+ НС1 = AgCl↓ + HNO3

Ag2SO4 + CuCl2 = 2AgCl↓ + CuSO4

Подобные реакции также сводятся к одному процессу. Для того чтобы получить его ионно-молекулярное уравнение, перепишем, например, уравнение первой реакции, записывая сильные электролиты, как и в предыдущем примере, в ионной форме, а вещество, находящееся в осадке, в молекулярной:

Ag+ + NO3- + Н+ + С1- = AgCl↓+ Н+ + NO3-

Как видно, ионы Н+ и NO3- не претерпевают изменений в ходе реакции. Поэтому исключим их и перепишем уравнение еще раз:

Ag+ + С1- = AgCl↓

Это и есть ионно-молекулярное уравнение рассматриваемого процесса.

Здесь также надо иметь в виду, что осадок хлорида серебра находится в равновесии с ионами Ag +и С1- в растворе, так что процесс, выраженный последним уравнением, обратим:

Ag+ + С1- ↔ AgCl↓

Однако, вследствие малой растворимости хлорида серебра, это равновесие очень сильно смещено вправо. Поэтому можно считать, что реакция образования AgCl из ионов практически доходит до конца.

Образование осадка AgCl будет наблюдаться всегда, когда в одном растворе окажутся в значительной концентрации ионы Ag+и С1- . Поэтому с помощью ионов серебра можно обнаружить присутствие в растворе ионов С1- и, обратно, с помощью хлорид-ионов — присутствие ионов серебра; ион С1- может служить реактивом на ион Ag+ , а ион Ag+ — реактивом на ион С1.

В дальнейшем мы будем широко пользоваться ионно-молекулярной формой записи уравнений реакций с участием электролитов.

Для составления ионно-молекулярных уравнений надо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы. Общая характеристика растворимости в воде важнейших солей приведена в табл.2.

Ионно-молекулярные уравнения помогают понять особенности протекания реакций между электролитами. Рассмотрим в качестве примера несколько реакций, протекающих с участием слабых кислот и оснований.

Таблица 2. Растворимость важнейших солей в воде

Как уже говорилось, нейтрализация любой сильной кислоты любым сильным основанием сопровождается одним и тем же тепловым эффектом, так как она сводится к одному и тому же процессу — образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-иона. Однако при нейтрализации сильной кислоты слабым основанием, слабой кислоты сильным или слабым основанием тепловые эффекты различны. Напишем ионно-молекулярные уравнения подобных реакций.

Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) сильным основанием (гидроксидом натрия):

СН3СООН + NaOH = CH3COONa + Н2О

Здесь сильные электролиты— гидроксид натрия и образующаяся соль, а слабые — кислота и вода:

СН3СООН + Na++ ОН- = СН3СОО- + Na+ + Н2О

Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы натрия. Поэтому ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

СН3СООН + ОН- = СН3СОО- + Н2О

Нейтрализация сильной кислоты (азотной) слабым основанием (гидроксидом аммония):

HNO3 + NH4OH = NH4NO3 + Н2О

Здесь в виде ионов мы должны записать кислоту и образующуюся соль, а в виде молекул — гидроксид аммония и воду:

Н+ + NO3- + NH4OH = NH4- + NH3- + Н2О

Не претерпевают изменений ионы NO3- . Опуская их, получаем ионно-молекулярное уравнение:

Н+ + NH4OH= NH4+ + Н2О

Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) слабым основанием (гидроксидом аммония):

СН3СООН + NH4OH = CH3COONH4 + Н2О

В этой реакции все вещества, кроме образующейся соли,— слабые электролиты. Поэтому ионно-молекулярная форма уравнения имеет вид:

СН3СООН + NH4OH =СН3СОО- + NH4+ + Н2О

Сравнивая между собой полученные ионно-молекулярные уравнения, видим, что все они различны. Поэтому понятно, что неодинаковы и теплоты рассмотренных реакций.

Реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, в ходе которых ионы водорода и гидроксид-ионы соединяются в молекулу воды, протекают практически до конца. Реакции же нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при котором соль сосуществует с кислотой и основанием, от которых она образована. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции:

СН3СООН + ОН- ↔ СН3СОО- + Н2О

Н+ + NH4OH↔ NH4+ + Н2О

СН3СООН + NH4OH ↔ СН3СОО- + NH4+ + Н2О

2.7 Произведение растворимости.

При растворении твердого тела в воде растворение прекращается, когда получается насыщенный раствор, т. е. когда между растворяемым веществом и находящимися в растворе молекулами того же вещества установится равновесие. При растворении электролита, например, соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы; следовательно, и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солью и перешедшими в раствор ионами. Например, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие твердая ионы в соль растворе

CaSO4 ↔Са2+ + SO42-

Константа равновесия для этого процесса выразится уравнением:

К = [Са2+] [SO42-]

[CaSO4]

Знаменатель дроби — концентрация твердой соли — представляет собою постоянную величину, которую можно ввести в константу.

Тогда, обозначая

К = [CaSO4] = К’

получим

[Са2+] [SO42-] = К’

Таким образом, в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться; ее называют произведением растворимости электролита и обозначают буквами ПР.

Заменив величину К’ на ПРCaSO4, получим:

ПРCaSO4 = [Са2+] [SO42-]

Численное значение произведения растворимости электролита нетрудно найти, зная его растворимость. Например, растворимость сульфата кальция при 20°С равна 1,5∙10-2 моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация каждого из ионов Са2+ и SO42- равна 1,5∙10-2 моль/л.

Следовательно, произведение растворимости этой соли

ПРCaSO4 = [Са2+] [SO42-] = (1,5∙10-2)2 = 2,25∙10-4

В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении произведения растворимости должны быть возведены в соответствующие степени. Например: