В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми веществами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. Например, уравнения реакций нейтрализации сильных кислот щелочами
HClO4 + NaOH →NaClO4 + H2O,
2HNO3 + Ba(OH)2 → Ba(NO3)2 + 2H2O,
выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением
H+ + OH– → H2O,
из которого следует, что сущность этих процессов сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов малодиссоциированного электролита – воды. Аналогично уравнения реакций
BaCl2 +H2SO4 → BaSO4 + 2HCl,
Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaNO3
выражают один и тот же процесс образования из ионов Ва2+ и SO42— осадка малорастворимого электролита – сульфата бария
Ва2+ + SO42– → BaSO4↓.
На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: 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
|
|
CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl.
Суть этой реакции более точно отражается ионно-молекулярным уравнением, где формулы слабых электролитов записаны в виде молекул, а сильных – в виде ионов
CH3COO– + Na+ + H+ + Cl– → CH3COOH + Na+ + Cl–,
или в сокращенном виде
CH3COO– + H+ → CH3COOH.
Аналогично протекают реакции между щелочами и солями слабых оснований. Например,
FeSO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + Fe(OH)2↓
Fe2+ + SO42– + 2 Na+ + 2 OH– → SO42– + 2 Na+ + Fe(OH)2↓
Fe2+ + 2 OH– → Fe(OH)2↓.
Таким образом, реакции в растворах электролитов идут до конца если в результате взаимодействия веществ происходит образование осадка, выделение газа и образование слабого электролита. При написании ионно-молекулярных уравнений реакций, слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты – в виде составляющих их ионов.
Все рассмотренные уравнения реакций являются необратимыми т.к. равновесие в них смещено вправо вследствие малой растворимости BaSO4 и Fe(OH)2, образовании уксусной кислоты CH3COOH и воды H2O.
Однако в обменные реакции могут вступать растворы сильных и слабых электролитов, что может приводить к образованию слабых электролитов. Такие реакции являются обратимыми. Например:
FeS + 2HCl FeCl2 + H2S.
Запишем его в ионно-молекулярной форме, оставив в виде молекул нерастворимый сульфид железа (FeS) и слабодиссоциируемый газообразный сероводород (H2S). Сильные электролиты (HCl и FeCl2) запишем в виде ионов.
|
|
FeS + 2 H+ + 2Cl- Fe2+ +2Cl- + H2S.
Исключив одинаковые ионы (не участвующие в реакции) в левой и правой частях уравнения, получаем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
FeS + 2 H+ Fe2+ + H2S.
Взаимодействие кислой соли и щелочи приводит к образованию средней соли и воды. Например:
KHCO3 + KOH K2CO3 + H2O.
Запишем полное ионно-молекулярное уравнение
K+ + HCO3– + K+ + OH– 2K+ + CO32– + H2O.
Исключив одинаковые ионы (не участвующие в реакции) в левой и правой частях уравнения, получаем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
HCO3– + OH– CO32– + H2O.
При взаимодействии основной соли и кислоты образуется средняя соль и вода. Например:
NiOHNO3 + HNO3 Ni(NO3)2 + H2O.
Запишем полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения
NiOH+ + NO3– + H+ + NO3– Ni2+ + 2 NO3– + H2O
NiOH+ + H+ Ni2+ + H2O.
Амфотерные гидроксиды [Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и др.] растворяются в растворах щелочей с образованием комплексных солей. Например:
Zn(OH)2 + 2KOH K2[Zn(OH)4].
Запишем полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения
Zn(OH)2 + 2K+ + 2OH– 2K + + [Zn(OH)4]2–
Zn(OH)2 + 2OH– [Zn(OH)4]2–.
В сокращенном ионно-молекулярном уравнении сумма электрических зарядов левой части уравнения всегда равна сумме электрических зарядов правой части уравнения.
©
Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых веществ (осадка или газов) или молекул слабых электролитов.
Пример 41. Записать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций между следующими веществами: СН3СООNa и Н2SO4; Na2CO3 и HNO3; HCN и Сa(OH)2; Pb(NO3)2 и KCrO4.
Решение. Поскольку СН3СООН, HCN и H2O – слабые электролиты, а СО2 и PbCrO4 - малорастворимые в воде вещества, искомые уравнения будут иметь следующий вид:
СН3СОО- + Н+ = СН3СООН;
СO32- + 2H+ = CO2 + H2O;
HCN + OH- = CN- + H2O;
Pb2+ + CrO42- = PbCrO4
Гидролиз. Гидролиз – обменное взаимодействие соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.
1. Соль образована сильной кислотой и сильным основанием – гидролиз не происходит.
2. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием - гидролизу подвергантся анион соли: CN- + H2O ↔ HCN + OH-; KCN + H2O ↔ HCN + KOH.
Раствор приобретает щелочную реакцию. Равновесие сдвинуто в сторону образования соли и характеризуется константой гидролиза - Kг:
Kг = KH2O/ Kкисл, где KH2O – ионное произведение воды, Kкисл– константа диссоциации слабой кислоты.
3. Соль образована сильной кислотой и слабым основанием -гидролизу подвергается катион соли: Zn2+ + H2O ↔ Zn(OH)+ + H+; ZnCl2 + H2O ↔ Zn(OH)Cl + HCl.
Раствор приобретает кислую реакцию. Равновесие сдвинуто в сторону образования соли и характеризуется константой гидролиза - Kг: Kг= KH2O/ Kосн, где KH2O – ионное произведение воды, Kкисл– константа диссоциации слабого основания
4. Соль образована слабой кислотой и слабым основанием -гидролизу подвергается как катион соли, так и анион соли:
Pb2+ + CH3COO- + H2O ↔ Pb(OH)+ + CH3COOH;
Pb(CH3COO)2 + H2O ↔ Pb(OH)CH3COO + CH3COOH.
Реакция раствора зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль. Kг = KH2O/(Kосн·Kкисл)
где KH2O – ионное произведение воды, Kкисл– константа диссоциации слабой кислоты, Kосн– константа диссоциации слабого основания. Если Kкисл≈ Kосн, то катион и анион гидролизуются в равной степени и реакция раствора будет нейтральной; если Kкисл›Kосн,то катион соли гидролизуется в большей степени, чем анион, так что концентрация ионов H+ в расвторе будет больше концентрации гидроксид-ионов и реакция расвтора будет слабокислой; наконец, если Kкисл‹Kосн,то гидролизу подвергается преимущественно анион соли и реакция раствора будет слабощелочной.