Условия течения реакций обмена в растворах электролитов. Реакции обмена в растворах электролитов и условия их протекания

Электролиты - вещ-ва, водные растворы и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся почти все соли, кислоты, основания - вещ-ва с ионной или сильно полярной ковалентной связью. В растворах электролитов могут протекать реакции обмена. Это реакции, вызванные взаимодействием между ионами растворенных вещ-в. протекают с высокими скоростями, т. к. реагенты находятся в антивирусном состоянии. Обязательным условием протекания реакции ионного обмена является смещение химического равновесия в сторону образования малорастворимых веществ (осадков), газов, слабых электролитов. При составлении ионно-молекулярных уравнений сильные эл-ты зап-ся в виде ионов, слабые - осадки, газы - в виде молекул. Для составления этих уравнений надо знать какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы.

Ионное произведение воды Водородный показатель рН-среды

Чистая вода очень плохо проводит эл ток, т. е. вода - слабый электролит, незначительно дис-ет на ионы. Кд=Н+ОН-/Н2О=1, 8*10-16 (при 22 градусах). Кд воды очень мала, т. к. доля молекул, участвующих в дис-ии очень маленькая, поэтому конц-я недис-их молекул воды практически равна молярной концентрации молекул в жидкой воде (1000/18=55, 5 моль/л). Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная Эта постоянная величина называется ионным произведением водыЧисленное значение её нетрудно получить подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов В чистой воде при 220С Н+*ОН-=Кд*C=1. 8*10-16*55. 5=10-14 КU=10-14 - ионное произведение воды. Растворы в которых концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов одинаковы называются нейтральными (10-7моль/л). В кислых растворах больше концентрация ионов водорода в щелочных - концентрация гидроксид -ионовНо какова бы ни была реакция раствора произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов остаётся постоянным пользоваться значениями концентрации с отриц степенями неудобно, поэтому на практике для хар-ки среды применяют водородный показатель рН. Вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм взятый с обратным знаком рН= -lgН+ В нейтральном растворе рН=7 В кислых растворах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах рН>7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора. Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода рН метр или универсальный индикатор. Лакмус: фиолет, красный, синий; метилорандж: оранж, красный, желтый; ф/ф: бесцветный, бесцветный, малыновый.

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями,а уравнения этих реакций - ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.

При составлении ионных уравнений реакций следует руководство­ваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок)и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак ↓, стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов.Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

Условия необратимости реакций ионного обмена

1. Если образуется осадок (Ї) (смотри таблицу растворимости)

Pb(NO3)2 + 2KI ®--PbI2Ї + 2KNO3

Pb2+ + 2I- ® PbI2Ї

2. Если выделяется газ (­)

Na2CO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + CO2­

CO32- + 2H+ ® H2O + CO2­

3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O)

Ca(OH)2 + 2HNO3 ®--Ca(NO3)2 + 2H2O

H+ + OH- ®--H2O

4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы)

CuSO4 * 5H2O + 4NH3 ® SO4 + 5H2O

Cu2+ + 4NH3 ® 2+

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы Амфотерность - способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.

Амфотерные гидроксиды – это нерастворимые в воде соединения типа Ме(ОН) n , которые взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей. Реагируя с растворами кислот, они проявляют основные свойства:

Zn(OH) 2 + 2HCl = 2H 2 O + ZnCl 2 ;

Zn(OH) 2 + 2H + + 2Cl - = 2H 2 O + Zn 2+ +2Cl - ;

Zn(OH) 2 + 2H + = 2H 2 O + Zn 2+ .

Реагируя с растворами щелочей, они проявляют кислотные свойства, при этом образуются гидроксокомплексные соединения:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ;

Zn(OH) 2 + 2Na + + 2OH - = 2- + 2Na + ;

Zn(OH) 2 + 2OH - = 2- .

Типы гидролиза солей. Сущность процесса гидролиза. Расчет степени и константы гидролиза солей разного состава (средних, кислых, основных). Факторы, влияющие на степень гидролиза солей, - усиливающие или подавляющие гидролиз.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).

Всегда ли ионы способны образовывать с водой малодиссоциирующие частицы? Разбирая этот вопрос с учениками, отмечаем, что катионы сильного основания и анионы сильной кислоты таких частиц образовать не могут, следовательно, в реакцию гидролиза не вступают.

Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможно три типа гидролиза:

1. гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);

2. гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);

3. совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион);

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h гидр );
α = (c гидр /c общ)·100 %
где c гидр - число молей гидролизованной соли, c общ - общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза .

Константа гидролиза

Константа гидролиза - константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:

или

Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных можно заменить одной новой - константой гидролиза:

Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды и константу диссоциации азотистой кислоты :

подставим в уравнение константы гидролиза равна:

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

, где - константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

, где - константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

Гетерогенные равновесия в растворах малорасторимых электролитов. Понятие о произведении растворимости (ПР) и растворимости (S) электролита; связь между ними. Зависимость растворимости от величины ПР. Понятие о произведении равновесных концентраций ионов (ПК). Насыщенный, ненасыщенный и пересыщенный растворы. Условия выпадения и растворения осадков.

ГЕТЕРОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ
При соприкосновении твердого вещества с растворителем вещество начинает растворяться и по установлении термодинамического равновесия образуется насыщенный раствор. В случае малорастворимого электролита в водном растворе, насыщенном относительно малорастворимого электролита, устанавливается равновесие:
МтАп„(тв.) ч=ь МтАп„(раств.) ч=ь тМ"+ + лАгГ".
Для системы, находящейся в состоянии равновесия, изменение энергии Гиббса AG равно нулю, т. е.
0(раств.) - G(TB.) = ДО = 0 И G (раств.) = G(TB.), G° (тв.)+/?Лпа(тв.) = тО°м«++ЯПп afr+ + лО°п„_-т-ЯЛпо?п„_.
Величина а(тв.) = 1;
G0 (тв.) = mGM,+ + nGAn,- = RT(\n ам*+ + ln aj„.-), гД G°/RT=\n ам.+ +1п аЯ„- , где z - общее обозначение стехиометрических коэффициентов.
Взаимосвязь термодинамической константы равновесия процесса с G" выражается уравнением ДО°=-ЯПп Ка-
Тогда для константы равновесия рассматриваемого процесса получим выражение:
К«=вм-+аАп- = ПРм.А„, (228) где ПРМл1дПя - произведение растворимости, т. е. произведение активностей ионов малорастворимого вещества MmAn„ в его насыщенном растворе.
Так как ам.+ = ум"+ [Мя+] и аАп- = уАп- [Апт~], то ПРм„Ап„=7м-+ 1 тУ\п«- .
Для соединений с растворимостью S меньше 10-5Af можно принять ам»+=[М"+] и aAn-=[Апт~] (так как ум.+ и уАп"~ близки к единице), тогда
ПРм„Ап„=[М"+Г[Ап"-]". (2.29)
В насыщенном растворе, находящемся над осадком, кроме иоиов малорастворимого электролита существуют его иеднс-социироваииые молекулы, в ряде случаев могут образовываться иоииые комплексы различного состава и т. д. Поэтому для описания растворимости осадков в реальных условиях целесообразно использовать условное произведение растворимости ПР)5цАп11, которое представляет собой произведение суммарных равновесных концентраций всех форм катиона и аниона осадка в его насыщенном растворе:
прУм:Ап„=См-САп.-." (2.30)
В зависимости от значения коистаит конкурирующих равновесных реакций (гидролиза, протонирования, комплексообразования и др.) и устойчивости образуемых ими соединений, равновесная концентрация форм катиона [М"+] и аииоиа [Апш~] всегда меньше их общей равновесной концентрации См«+ и САп-.
Вводя величины <хм.+ = СМ«+/ [М"+] и ОСА„- = САП.-/ / в уравнение (2.30), получим зависимость между ПР и ПРусл:
ПРЙ1Ап. = ПРм.Ап.«> + вАп-. (2.31)
где а^«+ и аАпт- - коэффициенты конкурирующих (побочных) реакций.
Если произведение концентраций иоиов реагирующих веществ, находящихся в растворе, меньше произведения растворимости малорастворимого электролита - продукта их реакции (m" > ПРМтАпя раствор пересыщен, происходит выпадение осадка.
Зиая произведение растворимости малорастворимого электролита, можно рассчитать его растворимость в воде

Произведение растворимости (ПР, K sp) - произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости - величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO 3 это равновесие можно записать в виде:

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

Растворимость - способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы - растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ - практически только от температуры.

Произведение растворимости связано с растворимостью следующим соотношением:

Насыщенный раствор-раствор, в котором вещество при данной температуре уже не может растворятся, т.е. раствор имеет максимально возможную концентрацию вещества, характеризуется величиной произведение растворимости.

Ненасыщенный раствор-раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем а насыщенном, т.е. можно дополнительно еще растворить вещество.

Перенасыщенный раствор- раствор, содержащий больше растворенного вещества, чем должно быть в насыщенном растворе при данной температуре.

Условие выпадения осадка только одно: произведение концентраций соответствующих ионов в степенях стехиометрических коэффициентов больше, чем произведение растворимости соли при данной температуре.

Классификация и номенклатура комплексных соединений. Понятия о центральном атоме (ион-комплексообразователь), лигандах, координационном числе, геометрии комплексной частицы. Диссоциация комплексных соединений в водных растворах по двум ступеням. Константы нестойкости комплексных соединений. Образование и разрушение комплексных соединений.

Существует несколько классификаций комплексных соединений в основу которых положены различные принципы.

По заряду комплекса

1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H 2 O, NH 3 и др.).

[(Zn(NH 3) 4)]Cl 2 - хлорид тетраамминцинка(II)
Cl 2 - хлорид гексаамминкобальта(II)

2) Анионные комплексы : в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы.

K 2 - тетрафторобериллат(II) калия
Li - тетрагидридоалюминат(III) лития
K 3 - гексацианоферрат(III) калия

3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона - комплексообразователя отрицательных ионов и молекул.

Тетракарбонилникель
- дихлородиамминплатина(II)

1. Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.

2. Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде формулы веществ (солей, кислот, оснований), обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.

3. Нужно помнить, что на ионы не разлагаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное уравнение.

4. Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.

5. Помните!

Р - растворимое вещество;

М - малорастворимое вещество;

ТР - таблица растворимости.

Алгоритм составления реакций ионного обмена (РИО)

в молекулярном, полном и кратком ионном виде

Примеры составления реакций ионного обмена

1. Если в результате реакции выделяется малодиссоциирующее (мд) вещество – вода.

В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.

2. Если в результате реакции выделяется нерастворимое в воде вещество.

В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два факта: образование вещества, нерастворимого в воде, и выделение воды.

3. Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЯ ПО ТЕМЕ "РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА"

Задание №1.
Определите, может ли осуществляться взаимодействие между растворами следующих веществ, записать реакциив молекулярном,полном, кратком ионном виде:
гидроксид калия и хлорид аммония.

Решение

Составляем химические формулы веществ по их названиям, используя валентности и записываем РИО в молекулярном виде (проверяем растворимость веществ по ТР):

KOH + NH4 Cl = KCl + NH4 OH

так как NH4 OH неустойчивое вещество и разлагается на воду и газ NH3 уравнение РИО примет окончательный вид

KOH (p) + NH4 Cl (p) = KCl (p) + NH3 + H2 O

Cоставляем полное ионное уравнение РИО, используя ТР (не забывайте в правом верхнем углу записывать заряд иона):

K+ + OH- + NH4 + + Cl- = K+ + Cl- + NH3 + H2 O

Cоставляем краткое ионное уравнение РИО, вычёркивая одинаковые ионы до и после реакции:

OH - + NH4 + = NH3 + H2 O

Делаем вывод:
Взаимодействие между растворами следующих веществ может осуществляться, так как продуктами данной РИО являются газ (NH3 ) и малодиссоциирующее вещество вода (H2 O).

Задание №2

Дана схема:

2H + + CO3 2- = H 2 O + CO 2

Подберите вещества, взаимодействие между которыми в водных растворах выражается следующими сокращёнными уравнениями. Составьте соответствующие молекулярное и полное ионное уравнения.

Используя ТР подбираем реагенты - растворимые в воде вещества, содержащие ионы 2H + и CO 3 2- .

Например, кислота - H 3 PO 4 (p) и соль -K 2 CO 3 (p).

Составляем молекулярное уравнение РИО:

2H 3 PO 4 (p) +3 K 2 CO 3 (p) -> 2K 3 PO 4 (p) + 3H 2 CO 3 (p)

так как угольная кислота – неустойчивое вещества, она разлагается на углекислый газ CO 2 и воду H 2 O, уравнение примет окончательный вид:

2H 3 PO 4 (p) +3 K 2 CO 3 (p) -> 2K 3 PO 4 (p) + 3CO 2 + 3H 2 O

Составляем полное ионное уравнение РИО:

6H + +2PO 4 3- + 6K + + 3CO 3 2- -> 6K + + 2PO 4 3- + 3CO 2 + 3H 2 O

Составляем краткое ионное уравнение РИО:

6H + +3CO 3 2- = 3CO 2 + 3H 2 O

2H + +CO 3 2- = CO 2 + H 2 O

Делаем вывод:

В конечном итоге мы получили искомое сокращённое ионное уравнение, следовательно, задание выполнено верно.

Задание №3

Запишите реакцию обмена между оксидом натрия и фосфорной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

1. Составляем молекулярное уравнение, при составлении формул учитываем валентности (см. ТР)

3Na 2 O (нэ) + 2H 3 PO 4 (р) -> 2Na 3 PO 4 (р) + 3H 2 O (мд)

где нэ - неэлектролит, на ионы не диссоциирует,
мд - малодиссоциирующее вещество, на ионы не раскладываем, вода - признак необратимости реакции

2. Составляем полное ионное уравнение:

3Na 2 O + 6H + + 2PO 4 3- -> 6Na + + 2PO4 3- + 3H 2 O

3. Сокращаем одинаковые ионы и получаем краткое ионное уравнение:

3Na 2 O + 6H + -> 6Na + + 3H 2 O
Сокращаем коэффициенты на три и получаем:
Na 2 O + 2H + -> 2Na + + H 2 O

Данная реакция необратима, т.е. идёт до конца, так как в продуктах образуется малодиссоциирующее вещество вода.

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

Задание №1

Взаимодействие карбоната натрия и серной кислоты

Составьте уравнение реакции ионного обмена карбоната натрия с серной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Задание №2

ZnF 2 + Ca(OH) 2 ->
K 2 S + H 3 PO 4 ->

Задание №3

Посмотрите следующий эксперимент

Осаждение сульфата бария

Составьте уравнение реакции ионного обмена хлорида бария с сульфатом магния в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Задание №4

Закончите уравнения реакций в молекулярном, полном и кратком ионном виде:

Hg(NO 3 ) 2 + Na 2 S ->
K 2 SO 3 + HCl ->

При выполнении задания используйте таблицу растворимости веществ в воде. Помните об исключениях!

1. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель (на примере двух реакций).

Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степени окисления. Широко распространенными реакциями этого типа являются реакции горения. Также сюда относятся реакции медленного окисления (коррозия металлов, гниение органических веществ).

Степень окисления элемента показывает число смещенных (притянутых или отданных) электронов. В простых веществах она равна нулю. В бинарных соединениях (состоящих из 2-х элементов) равна валентности, перед которой ставится знак (поэтому иногда ее называют «условным зарядом»).

В веществах, состоящих из 3-х и более элементов, степень окисления можно рассчитать с помощью уравнения, взяв неизвестную степень окисления за «икс», а общую сумму приравняв к нулю. Например, в азотной кислоте HNO 3 степень окисления водорода +1, кислорода −2, получаем уравнение: +1 + x −2 3 = 0

Элемент, присоединяющий электроны, называется окислителем . Элемент, являющийся донором электронов (отдающий электроны), называется восстановителем .

2 e − _ l ↓ Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2

При нагревании порошков железа и серы образуется сульфид железа. Железо является восстановителем (окисляется), сера - окислителем (восстанавливается).

S 0 + O 2 0 = S +4 O 2 −2

В этой реакции сера является восстановителем, кислород окислителем. Образуется оксид серы (IV)

Можно привести пример с участием сложного вещества:

Zn 0 + 2H +1 Cl = Zn +2 Cl 2 + H 2 0

цинк - восстановитель, водород соляной кислоты - окислитель.

Можно привести пример с участием сложного вещества и составить электронный баланс:

Cu 0 + 4HN +5 O 3 = Cu +2 (NO 3) 2 + 2H 2 O + 2N +4 O 2

Билет № 8

1. Реакции ионного обмена, условия их протекания до конца (на примере двух реакций). Отличие реакций ионного обмена от реакций окислительно-восстановительных.

Реакции обмена в растворах электролитов получили название реакций ионного обмена. Эти реакции протекают до конца в 3-х случаях:

1. Если в результате реакции выпадает осадок (образуется нерастворимое или малорастворимое вещество, что можно определить по таблице растворимости):CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

2. Если выделяется газ (образуется часто при разложении слабых кислот):Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

3. Если образуется малодиссоциирующее вещество. Например, вода, уксусная кислота:HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

Это связано со смещением химического равновесия вправо, что вызвано удалением одного из продуктов из зоны реакции.

Реакции ионного обмена не сопровождаются переходом электронов и изменением степени окисления элементов в отличие от окислительно-восстановительных реакций.

Если попросят написать уравнение в ионном виде, можно проверять правильность написания ионов по таблице растворимости. Не забывайте менять индексы на коэффициенты. Нерастворимые вещества, выделяющиеся газы, воду (и другие оксиды) на ионы не раскладываем.

Cu 2+ + SO 4 2− + Ba 2+ + 2Cl − = BaSO 4 ↓ + Cu 2+ + 2Cl − Вычеркиваем не изменившиеся ионы.

Огромное число реакций, протекающих между электролитами в водных растворах, относится к типу реакций обмена. Рассмотрим механизм этих реакций несколько подробнее, причем будем считать, что сильные электролиты полностью диссоциированы.

В общем виде реакция обмена может быть выражена уравнением

АВ + CD = AD + СВ

Предположим, что АВ и CD - сильные электролиты и, следовательно, растворы их содержат исключительно свободные ионы А , В’, С и D’. Тогда результат реакции будет всецело зависеть от растворимости и способности к диссоциации образующихся веществ AD и СВ. Здесь возможны два основных случая: 1) образующиеся тоже сильные электролиты, хорошо растворимые в воде, и 2) одно или оба образующихся нерастворимы или являются слабыми электролитами.

Посмотрим на конкретных примерах, что происходит в том и другом случае.

Смешаем растворы двух сильных электролитов хлористого натрия NaCl и азотнокислого калия KNO 3 . Взаимодействие между ними в молекулярной форме выразится уравнением,

NaCl + KNO 3 = NaNO 3 + КСl

Так как соли NaNO 3 и КСl хорошо растворимы в воде, раньше считали, что эта реакция не доходит до конца и приводит к состоянию равновесия между взятыми и образующимися солями. Теперь мы знаем, что все четыре соли, как сильные электролиты, полностью диссоциированы на ионы. Поэтому, переходя к ионному уравнению реакции, можно написать:

Na + Сl’ + K + NO3′ = Na + NO3′ + К + Сl’

Отсюда видно, что как до смешивания растворов, так и после него в растворе будут находиться только свободные ионы:

Na, K , Cl’ и NO3′

Таким образом, с точки зрения ионной теории в данном случае,?вообще не происходит никакой реак-ц и и. Этот вывод подтверждается и тем, что при смешивании растворов хлористого натрия и азотнокислого калия не наблюдается ни выделения, ни поглощения тепла, что указывает на отсутствие химического превращения.

Иначе обстоит дело, если одно из образующихся веществ является слабым электролитом. Рассмотрим, например, реакцию, происходящую при смешивании раствора уксуснокислого натрия NaCH 3 COO с раствором соляной кислоты:

NaCH 3 COO + НСl = СН 3 СООН + NaCl

До смешивания растворы содержали ионы Na , СН 3 СОО’, Н и Сl’, После смешивания ионы СН 3 СОО’, встречаясь в растворе с ионами Н будут соединяться с ними, образуя недиссоцииро-ванные молекулы слабого электролита - уксусной кислоты СН3СООН. Это будет происходить до тех пор, пока в растворе не останется лишь такое число ионов Н и СН 3 СОО’, которое соответствует степени диссоциации уксусной кислоты. В результате раствор будет содержать ионы Na , СГ, молекулы СН 3 СООН и незначительное число ионов Н и СН 3 СОO’. Пренебрегая последним, можно изобразить происходящую реакцию следующим ионным уравнением:

Н + Сl’ + Na + СН 3 СОО’ = Na + Сl’ + СН 3 СООН

или, исключив ионы, не участвующие в реакции:

H + CH 3 COO’ = CH 3 COOH

Следовательно, вся реакция сводится к образованию недиссоциированных молекул уксусной кислоты из ионов Н и СН 3 СОО’. Такую реакцию называют вытеснением слабой кислоты из ее соли сильной кислотой, потому что при этой реакции сильная кислота (соляная) заменяется в растворе слабой кислотой (уксусной).

Другим примером реакции, при которой происходит образование слабо диссоциирующего , является реакция нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, например:

НСl + NaOH = NaCl + Н 2 O

Так как одно из образующихся при этой реакции веществ - - практически почти не диссоциирует на ионы, переходя к ионному уравнению, получаем:

H + Cl’ + Na +OH’ = Na +Cl’ + H 2 O

Н + ОН’ = Н2О

Последнее уравнение выражает процесс нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием на языке ионной теории. Следовательно, нейтрализация сводится к образованию молекул воды из ионов водорода (или гидроксония) и ионов гидроксила.

Если всякий процесс нейтрализации сильной кислоты сильным основанием состоит только в соединении водородных и гидроксильных ионов, и количество выделяющегося при нем тепла всегда должно быть одно и то же, независимо от природы кислоты или основания. Опыт действительно подтверждает этот вывод: при нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным осно-

ванием на каждую граммолекулу образующейся воды выделяется около 13,8 ккал тепла:

HCl + NaOH = NaCl + Н 2 O + 13,75 ккал

HNO 3 + КОН = KNO 3 + Н 2 O + 13,77 ккал

НСl + КОН = КСl + Н 2 O + 13,75 ккал

Реакции, аналогичные реакциям, протекающим с образованием слабого электролита, происходят и в тех случаях, когда одно из образующихся веществ нерастворимо и выделяется из раствора в виде осадка или в виде газа. Примером могут служить уже разобранные раньше реакции взаимодействия солей серебра с солями соляной кислоты, которые сводятся к образованию нерастворимого хлористого серебра из ионов серебра и хлора:

Ag + Сl’ = AgCl

Правда, абсолютно нерастворимых веществ нет, поэтому при образовании хлористого серебра некоторое число ионов серебра и хлора, соответствующее произведению растворимости AgCl, остается в растворе. Поскольку это число ничтожно, мы при выражении реакции ионным уравнением им пренебрегаем. Так же точно мы поступаем и при составлении ионных уравнений других реакций, сопровождающихся образованием трудно растворимых веществ.

Разберем теперь, как будет протекать реакция, если одно из вступающих в реакцию веществ слабый электролит. Конечно, если вещества, которые могли бы образоваться в результате реакции, сильные электролиты, то никакой реакции не произойдет, как например, при смешивании растворов СН 3 СООН и KCl. Но если одно или оба образующиеся вещества еще более слабые электролиты, чем вступающий в реакцию электролит, то последний может почти целиком подвергнуться превращению. В качестве примера возьмем реакцию нейтрализации уксусной кислоты едким натром:

СН 3 СООН + NaOH = NaCH 3 COO + Н 2 O

Смешав растворы уксусной кислоты и едкого натра, мы получим раствор, который в первый момент будет содержать ионы Na и ОН’ и небольшое число ионов Н и СН 3 СОО’, находящихся в равновесии с недиссоциированными молекулами уксусной кислоты:

СН 3 СООН ⇄ Н + СН 3 СОО’

При встрече ионы Н и ОН’ будут соединяться, образуя молекулы практически недиссоциированной воды. По мере связыва-

ния ионов водорода равновесие между молекулами уксусной кислоты и ее ионами будет нарушаться и начнут диссоциировать новые молекулы. Этот процесс будет проходить до тех пор, пока почти все молекулы уксусной кислоты не распадутся на ионы.

Таким образом, в растворе будут одновременно протекать два процесса - диссоциация молекул уксусной кислоты и образование молекул воды из ионов водорода и гидроксила. Все происходящее можно представить в виде следующей схемы:

В данном, случае было бы неправильным изображать реакцию нейтрализации таким же ионным уравнением, как и реакцию нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, т. е.

Н + OH’ = H 2 O

так как свободных ионов водорода во взятом нами растворе почти не было, - они образовывались постепенно, по мере течения реакции, из молекул уксусной кислоты. Следовательно, молекулы уксусной кислоты косвенно тоже участвовали в реакции, поставляя все новые и новые ионы водорода по мере связывания последних гидроксильными ионами.

Чтобы отразить это обстоятельство в ионном уравнении, уксусную кислоту изображают в виде молекул, т. е. в том виде, в каком она главным образом и находилась во взятом нами растворе:

СН3СООН + Na + ОН’ = Н 2 O + Na + СН 3 СОО’

Произведя приведение подобных членов, получаем:

СН 3 СООН + OH’ = Н 2 O + СН 3 СОО’

Это уравнение не только отмечает косвенное участие в реакции молекул уксусной кислоты, но и показывает, что в результате резекции, кроме молекул воды, образовалось также большое число ионов СН 3 СОО’, которых до реакции в растворе почти не было.

Так как реакция нейтрализации уксусной кислоты (в отличие от реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями) складывается из двух процессов - диссоциации молекул уксусной кислоты и образования молекул воды, то и теплота нейтрализации уже не равна 13,8 ккал, а составляет 13,3 ккал. Очевидно, что при диссоциации 1 моля уксусной кислоты поглощается 0,5 ккал тепла. В других случаях поглощение тепла при диссоциации слабого электролита может быть еще значительнее.

Например, при нейтрализации 1 моля хлорноватистой кислоты НСlO едким натром выделяется всего 9,84ккал.

Из разобранных примеров ионных реакций можно сделать следующий общий вывод:

Обязательным условием течения реакций обмена между электролитами является уход из раствора тех или иных ионов вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, практически нерастворимых, 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. Если ни одного из таких веществ при реакции образоваться не может, то не происходит и самой реакции.

Особого рассмотрения требуют еще реакции, при которых не только не образуются нерастворимые вещества, но, наоборот, нерастворимое в воде вещество растворяется при действии того или иного реактива.

В качестве примера возьмем хотя бы растворение гидрата окиси меди в кислотах:

Сu (ОН) 2 + 2НСl = СuСl 2 + 2Н 2 O

С первого взгляда может показаться, что эта реакция противоречит сделанному выше обобщению. Однако никакого противоречия здесь нет, так как одно из условий, определяющих направление реакции, именно образование мало диссоциированного соединения (воды), налицо; оно-то и является причиной растворения гидрата окиси меди.

Чтобы разобраться в происходящем процессе с точки зрения ионной теории, нужно прежде всего учесть, что нерастворимость вещества никогда не бывает абсолютной. Поэтому всякая жидкость над осадком «нерастворимого» вещества представляет собой насыщенный раствор этого вещества. В данном случае трудно сказать, содержит ли этот раствор только ионы Сu и ОН’ или также и недиссоциированные молекулы Сu (ОН) 2 , так как условия ионизации гидратов окислов тяжелых металлов еще мало изучены. Более вероятно, что такие гидраты образуют молекулярные решетки и, следовательно, при их растворении в раствор переходят молекулы, которые уже в растворе в большей или меньшей степени диссоциируют на ионы, В таком случае в насыщенном растворе гидрата окиси меди Сu(ОН) 2 будут иметь место два связанных между собой равновесия: одно равновесие между осадком и перешедшими в раствор молекулами Сu(ОН)2, другое - между теми же молекулами и образовавшимися из них ионами:

Когда мы действуем на гидрат окиси меди кислотой, гидроксильные ионы связываются с водородными ионами кислоты в недиссоциированные молекулы воды. Убыль их тотчас же нарушает равновесие (2), вызывая диссоциацию нового числа молекул Сu (ОН) 2 , что, в свою очередь, нарушает равновесие (1), заставляя часть осадка перейти в раствор. Образовавшиеся вследствие диссоциации ионы гидроксила снова связываются с ионами водорода и так далее, пока при достаточном количестве кислоты весь осадок не перейдет в раствор. Все происходящее можно представить в виде следующей схемы: