Ионные реакции

РАСТВОРЫ

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ. ГИДРОЛИЗ



Ионные реакции в растворе

Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.

Правила составления ионных уравнений реакций

1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.

2. В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.

3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

4. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

Порядок составления ионных уравнений реакции

1. Записывают молекулярное уравнение реакции

MgCl2 + 2AgNO3 ? 2AgCl + Mg(NO3)2

2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости

p		p		H		p
MgCl2	+	2AgNO3		2AgCl	+	Mg(NO3)2

3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции:

MgCl2 « Mg2+ + 2Cl-

AgNO3--« Ag+ + NO3-

Mg(NO3)2 « Mg2+ + 2NO3-

4. Записывают полное ионное уравнение реакции

Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgClЇ + Mg2+ + 2NO3-

5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgClЇ + Mg2+ + 2NO3-

Ag+ + Cl- ® AgClЇ

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 ® [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O

Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]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 «.

Растворимость солей, кислот и оснований в воде

Таблица. Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде

Катион анион

H+

NH4+

K+

Na+

Ag+

Ba2+

Ca2+

Mg2+

Zn2+

Cu2+

Hg2+

Pb2+

Fe2+

Fe3+

Al3+

OH-

P

P

P

-

P

M

M

H

H

-

H

H

H

H

NO3-

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

Cl-

P

P

P

P

H

P

P

P

P

P

P

M

P

P

P

S2-

P

P

P

P

H

P

-

-

H

H

H

H

H

H

-

SO32-

P

P

P

P

M

M

M

P

M

-

-

H

M

-

-

SO42-

P

P

P

P

M

H

M

P

P

P

-

M

P

P

P

CO32-

P

P

P

P

H

H

H

H

H

-

H

H

H

-

-

SIO32-

H

-

P

P

H

H

H

H

H

-

-

H

H

-

-

PO43-

P

P

P

P

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

CH3COO-

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P - растворимое ( >1 г в 100 г воды);

M - малорастворимое (0,001 г - 1г в 100 г воды);

H - нерастворимое (< 0,001 г в 100 г воды);

- - разлагается водой или не существует.



Ионное произведение воды

Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует на ионы по реакции:

H2O « H+ + OH-

K = ([H+][OH-]) / [H2O] = 1,8 * 10-16 (при 22°С)

В знаменателе дроби - концентрация недиссоциированных молекул воды, которую можно считать постоянной и определить в 1 л, приняв массу 1 л воды за 1000 г.

[H2O] = 1000 / 18 = 55,56 молей

Тогда

K = ([H+][OH-]) / 55,56 = 1,8 * 10-16

или ([H+][OH -] = 1 * 10-14 (ионное произведение воды)

pH раствора

Величина pH используется для характеристики кислотности раствора. Если концентрация ионов водорода равна [H+], то

pH = -lg [H+]

В чистой воде

[H+] = [OH-] = 10-7

В кислых растворах



[H+] > [OH-] и pH < 7

например, в 10-3 М растворе HCl

pH = 3

В щелочных растворах

[H+] < [OH-] и pH > 7

например, в 10-2 М растворе NaOH

pOH = -lg2 * 10-2 = 2 - lg2 = 1,7

pH = 14 - pOH = 14 - 1,7 = 12,3

Таблица. Изменение окраски кислотно-основных индикаторов в зависимости от pH раствора

Название	Окраска индикатора в среде
	Кислая [H+] > [OH-] рН < 7	Нейтральная [H+] = [OH-] рН = 7	Щелочная [OH-] > [H+] рН > 7
Лакмус	красный	фиолетовый	синий
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
Метилоранж	розовый	оранжевый	желтый

Для более точного определения значения pH растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый "Универсальный индикатор Кольтгоффа"). Полоску индикаторной бумаги обмакивают в исследуемый раствор, кладут на белую непромокаемую подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для pH:



Реакция раствора
	сильно-кислая	слабо-кислая		слабо-щелочная	сильно-щелочная
		нейтральная
	Усиление кислотности среды		Усиление основности среды

Определение гидролиза

Гидролиз - это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. (В общем случае обменное взаимодействие растворённого вещества с растворителем носит название - сольволиз).

В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.

Большинство реакций гидролиза - обратимы:

Pb(NO3)2 + H2O «--Pb(OH)(NO3) + HNO3

Na2HPO4 + H2O «--NaH2PO4 + NaOH

Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:

Al2S3 + 6H2O «--2Al(OH)3Ї--+ 3H2S?

Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:

1) свойств ионов, образующих соль;

2) внешних факторов.



Отсутствие гидролиза в растворах

Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiBr, K2SO4, NaClO4, BaCl , Ca(NO3)2 и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (pH = 7). Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли (CaCO3, Mg3(PO4)2 и др.) из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах этих солей.

Гидролиз по катиону

Соли слабого основания и сильной кислоты гидролизуются по катиону:

NH4Cl + H2O « NH4OH + HCl

В ионной форме:

NH4+ + H2O « NH4OH + H+

Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом протекает ступенчато, через стадии образования основных солей:

1 ступень:

Al(NO3)3 + H2O « Al(OH)(NO3)2 + HNO3

Al3+ + H2O «--[Al(OH)]2+ + H+



2 ступень:

Al(OH)(NO3)2 + H2O « Al(OH)2(NO3) + HNO3

[Al(OH)]2+ + H2O « [Al(OH)2]+ + H+

3 ступень:

Al(OH)2(NO3) + H2O « Al(OH)3 + HNO3

[Al(OH)2]+ + H2O « Al(OH)3 + H+

Гидролиз протекает достаточно сильно по первой ступени, слабо - по второй ступени и совсем слабо - по третьей ступени (ввиду накопления ионов водорода, процесс смещается в сторону исходных веществ). Более полному гидролизу способствует разбавление раствора и повышение температуры. (В этом случае можно учитывать гидролиз и по третьей ступени.)

При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7.

Гидролиз по аниону

Соли, образованные сильным основанием и слабой (ассоциированной) кислотой гидролизуются по аниону:

CH3COOK + H2O « CH3COOH + KOH

В ионной форме:

CH3COO- + H2O « CH3COOH +OH-

Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием кислых солей):

1 ступень:

K2CO3 + H2O « KHCO3 + KOH

CO2-3 + H2O « HCO3- + OH-

2 ступень:

KHCO3 + H2O « H2CO3+ KOH

HCO3- + H2O « H2CO3 + OH-

Первая ступень гидролиза протекает достаточно сильно, а вторая - слабо, о чём свидетельствует pH раствора карбоната и гидрокарбоната калия. (Лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образующейся кислой соли). Поскольку при взаимодействии с водой анионов слабых кислот образуются ионы OH-, водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7).

Гидролиз по катиону и аниону

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону:

CH3COONH4 + H2O « CH3COOH + NH4OH

или в ионной форме:

CH3COO- + NH4+ + H2O--«--CH3COOH + NH4OH

Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его образуются и слабое основание, и слабая кислота.

Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, т.е. от их констант диссоциации (KD).

Если KD(основания) > KD(кислоты) , то pH > 7;

если KD(основания) < KD(кислоты), то pH < 7.

В случае гидролиза CH3COONH4:

KD(NH4OH) = 6,3 * 10-5; KD(CH3COOH)=1,8 * 10-5

поэтому реакция водного раствора этой соли будет слабощелочной, почти нейтральной (pH = 7-8).

Если основание и кислота, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то в этом случае гидролиз соли протекает необратимо:

Al2S3 + 6H2O « 2Al(OH)3? + 3H2S?

Поэтому сульфид алюминия не может существовать в виде водных растворов, может быть получен только "сухим способом", например, из элементов при высокой температуре:

2Al + 3S -t°®-- Al2S3

и должен храниться в герметических сосудах, исключающих попадание влаги.



Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом

К числу таких реакций относятся взаимодействия солей двухвалентных катионов (кроме Ca2+, Sr2+, Ba2+) с водными растворами карбонатов натрия или калия, сопровождающиеся образованием осадков менее растворимых основных карбонатов

2Cu(NO3)2 + 2Na2CO3 + H2O ® Cu2(OH)2CO3Ї--+ 4NaNO3 + CO2­

А также реакции взаимодействия солей Al3+, Cr3+ и Fe3+ (*При взаимодействии водных растворов солей трёхвалентного железа с сульфидами щелочных металлов протекает окислительно-восстановительная реакция: 2Fe3+ + S2- ® 2Fe2+ + S0) с водными растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов:

2AlCl + 3Na2CO3 + 3H2O ® 2Al(OH)3Ї + 3CO2­ + 6NaCl

Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O ® 2Cr(OH)3Ї + 3H2S­ + 3Na2SO4

Количественные характеристики реакции гидролиза

Степень гидролиза (aгидр.) - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах):

aгидр. = ([C]гидр. / [C]раств.) * 100%

Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание) (в определённых равных условиях).