Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части

Составление уравнений реакций электролитов рекомендуется выполнять в определенной последовательности:

1. Составить молекулярное уравнение.

2. Определить природу исходных и образующихся веществ.

3. Переписать уравнение, изобразив каждое вещество в соответствующей форме (в виде ионов – сильные электролиты, в виде молекул – все остальные вещества).

4. Сравнить состав реагирующих и образующихся частиц, выявить одинаковые, следовательно, не принимающие участия в реакции, ионы.

5. Исключив одинаковые ионы, написать сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

6. Сделать вывод о возможности необратимого протекания реакции. Необратимо протекают реакции в направлении наибольшего связывания ионов с образованием осадков, газов, слабых электролитов и комплексных ионов.

Если связывания ионов нет, то с точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит, но при выпаривании раствора будет получаться смесь из исходных веществ и продуктов их обмена.

Пример 1

СаСО₃ + 2СН₃СООН Са(СН₃СОО)₂ + Н₂О + СО₂↑

малорастворимый слабый растворимый слаб. неэлектролит

электролит электролит сильный электролит электролит

СаСО₃ + 2СН₃СООН Са²⁺ + 2СН₃СОО^- + Н₂О + СО₂↑

Реакция протекает в прямом направлении, т.к. Н₂О более слабый электролит, чем СН₃СООН (К_{дисс.Н О} = 1,80 · 10^-16 < К_{дисс. СН СООН} = 1,85 · 10^-5), а СО₂ уходит из сферы реакции в виде газа.

Пример 2

Са(NO₃)₂ + 2NH₄Cl ↔ CaCl₂ + 2NH₄NO₃

Растворимый растворимый растворимый растворимый

сильный сильный сильный сильный

. электролит электролит электролит электролит

Са²⁺ + 2NO₃^- + 2NH₄⁺ + 2Cl^- ↔ Са²⁺ + 2Cl^-+ 2NH₄⁺ + 2NO₃^-

Реакция не происходит, т.к. нет связывания ионов.

Для количественной оценки поведения электролитов в водных растворах в зависимости от их природы используются характеристики: степень диссоциации α, константа диссоциации К_дисс..

В водных растворах слабых электролитов устанавливается равновесие, для которого константа, называемая константой диссоциации, будет равна:

КtAn ↔ Kt⁺ + An^-

Из этого выражения следует, что К_дисс. будет иметь тем меньшее значение, чем меньше ионов в растворе, т.е. чем слабее электролит.

Константа диссоциации зависит от природы электролита, от природы растворителя, от температуры и не зависит от концентрации, поэтому является более общей характеристикой, чем степень диссоциации. Константа и степень диссоциации связаны между собой законом разбавления Оствальда:

KtAn ↔ Kt⁺ + An^-

1 моль 1 моль 1 моль

С_о – молярная концентрация электролита в исходном состоянии;

С_дисс. – молярная концентрация диссоциированной части электролита.

если α << 1, то и

Нерастворимые и малорастворимые электролиты характеризуют произведением растворимости (ПР).

AgCl ↔ Ag⁺ + Cl^-

Осадок р-р р-р

В соответствии с законом действия масс, скорости прямой (υ) и обратной (υ) реакций, равны:

υ = k υ = k · [Ag⁺]·[Cl^-]

В состоянии равновесия:

υ = υ k = k · [Ag⁺]·[Cl^-]

В общем виде для равновесия:

A_mB_n ↔ mAⁿ⁺ + nB^m-

ПР = [Aⁿ⁺]^m · [B^m-]ⁿ

При смешивании растворов электролитов осадок образуется, если произведение концентраций ионов превысит величину ПР.