Реакции обмена в растворах электролитов, в том числе гидролиз
Рекомендуемая литература: [1], гл. 8, § 8.8, § 8.11, § 8.12; [2], гл. 8, §8.4,8.6; [4], гл. §6,7,10; [5], гл. 9.
В растворах электролитов химические реакции сводятся к взаимодействию между противоположно заряженными ионами, образовавшимися при электролитической диссоциации, или между ионами и молекулами. Многие из таких реакций обратимы. Существенным фактором, влияющим на смещение равновесия в реакциях, проходящих в растворах электролитов, является изменение концентрации взаимодействующих ионов.
Обменные реакции в растворах электролитов протекают только в том случае, если все ионы или их часть связываются и выводятся из сферы взаимодействия. Это имеет место, если образуется слабый электролит, в том числе нерастворимое вещество или газ. Если слабые электролиты есть и среди реагентов, и среди продуктов, то возможно протекание реакции в прямом и в обратном направлениях, поэтому такая реакция является обратимой. Эти условия соответствуют принципу Ле-Шателье: ионы и продукты реакции выводятся из реакционной системы и система постоянно компенсирует их удаление из среды путём смещения равновесия в сторону их образования.
Уравнения, с помощью которых раскрывается механизм реакций в растворах электролитов, получили название ионно-молекулярных уравнений. Для написания ионно-молекулярных уравнений для всех видов реакций обмена, кроме гидролиза, необходимо:
1. Написать полное уравнение реакции в молекулярном виде и расставить стехиометрические коэффициенты.
2. Провести анализ исходных веществ и продуктов реакции по их растворимости и силе электролитов и указать это для конкретных веществ: с. – сильный электролит, сл. – слабый электролит, н.р. – нерастворимое вещество, н.э. – неэлектролит. При этом используют таблицу растворимости (см. Приложение А, таблица А-20) и таблицу классификации электролитов (см. Приложение А, таблица А-16).
3. Написать полное ионно-молекулярное уравнение, в котором в виде ионов пишутся только сильные электролиты, а слабые электролиты (малорастворимые соединения, газы, малодиссоциирующие вещества) и неэлектролиты пишутся в виде молекул. Слабые электролиты дают невысокие концентрации ионов и их влияние на скорость реакции незначительно.
4. На основании полного уравнения написать краткое молекулярно- ионное уравнение, исключив в правой и левой части уравнения одинаковые ионы в равных количествах. Именно краткое уравнение отражает механизм и причину прохождения той или иной реакции.
Пример: полное молекулярное уравнение между AgNO3 и NaCl:
AgNO3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO3
с. (р.) с. (р.) сл. (н. р.) с. (р.)
Полное молекулярно- ионное уравнение:
Ag+ + NO3− + Na+ + Cl− = AgCl ↓ + Na+ + NO3−
Ионы Na+ и NO3− не связываются в ходе реакции, поэтому их можно исключить.
Краткое молекулярно- ионное уравнение:
Ag+ + Cl− = AgCl ↓
Из этого уравнения следует, что в растворах AgNO3 и NaCl взаимодействие идёт только между ионами серебра и хлорид-ионами, в результате чего образуется осадок AgCl. При этом не имеет значения, в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия. Краткие молекулярно-ионные уравнения объединяют в одно уравнение целый ряд однотипных химических реакций.
Рассматриваемая реакция является качественной. Это означает, что с помощью ионов серебра можно обнаружить присутствие ионов хлора и, наоборот с помощью хлорид-ионов – присутствие ионов серебра.
Реакции, в которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только среди продуктов, но и среди реагентов, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции.
Пример:
нейтрализация
Zn(OH)2 + 2 HCl 
ZnCl2 + 2 H2O
сл. эл.(н.р.) с.эл. с. эл. сл. эл.
гидролиз
Zn(OH)2 + 2 H+ + 2 Cl− Zn2+ + 2 Cl− + 2 H2O
Zn(OH)2 + 2 H+ Zn2+ + 2 H2O
сл. эл. сл. эл.
Краткое ионно-молекулярное уравнение показывает, что Zn(OH)2 растворился благодаря его реакции с протоном, которая привела к образованию более слабого электролита – воды. Надо иметь в виду, что для реакций в растворах хотя бы один из реагентов должен быть сильным электролитом, при диссоциации которого образуются достаточно высокие концентрации ионов, так как без этого реакция не возможна.
Гидролиз солей
Гидролизомназывается взаимодействие вещества с водой, при котором вещество разлагается под действием воды, и составные части вещества соединяются с составными частями воды с образованием слабого электролита. Гидролизу подвергаются соединения различных классов, но наиболее распространенным случаем гидролиза является гидролиз растворимых солей.
Гидролиз соли – это процесс взаимодействия ионов соли, образовавшихся под действием воды в результате электролитической диссоциации, с составными частями воды, в результате чего образуется слабый электролит.
В большинстве случаев гидролиз – это обратимый процесс, в большинстве случаев он не проходит до конца. Реакцией, обратной гидролизу, является нейтрализация. Гидролиз – эндотермический, а нейтрализация – экзотермический процесс. В результате гидролиза в большинстве случаев изменяется рН раствора соли. Значение рН растворов солей определяется химическим составом гидролизуемой соли.
Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входит ион от слабого электролита. Это соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (в результате гидролиза рН раствора больше 7), слабым основанием и сильной кислотой (в результате гидролиза рН меньше 7), слабым основанием и слабой кислотой (в результате гидролиза рН примерно равно 7). Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как в их составе нет иона слабого электролита, и не соблюдается главное требование обменных реакций в растворах – необходимость образования слабого электролита. В их растворах рН равно 7.
Если соль образована слабыми электролитами, которые являются нерастворимыми или неустойчивыми и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз протекает необратимо, т.е. приводит к разложению соли.
Количественной характеристикой гидролиза является степень гидролиза (α). Это отношение числа подвергшихся гидролизу молекул (n) к общему числу молекул соли в растворе (N):
α = n/N
Для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой или слабым основанием и сильной кислотой, степень гидролиза < 5 %, т. е. большинство молекул соли находятся в негидролизованном виде. Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, степень гидролиза превышает 90 %. Степень гидролиза зависит от температуры и концентрации раствора.
Поскольку гидролиз – эндотермический процесс, то с ростом температуры он усиливается. С разбавлением раствора степень гидролиза повышается, так как увеличивается степень диссоциации соли, а следовательно, концентрация ее ионов, ведущих гидролиз.
Последовательность составления уравнений реакции гидролиза солей:
1. Записывается уравнение электролитической диссоциации соли и определяется, каким по силе основанием и какой по силе кислотой образована данная соль; над ионами указать: от сл. эл. и от с. эл. (см. Приложение А., таблицы А-16 и А-20).
2. Составляется краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза. Для этого следует написать реакцию взаимодействия иона слабого электролита с одной молекулой воды; при этом сразу получится краткое ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза.
3. На основании краткого ионно-молекулярного уравнения пишется молекулярное уравнение, в котором исходные вещества известны (соль и вода), а молекулы конечных продуктов составляются путем связывания ионов, образовавшихся при гидролизе, с теми ионами, которые не участвовали в реакции гидролиза (т.е. ионами от сильных электролитов).
Пример:
ион сильного ион слабого
электролита электролита – ведет гидролиз
1. Na2CO3 2 Na+ + CO32−
↓ ↓
NaOH H2CO3
сильный слабый
электролит электролит
2. CO32− + H−OH HCO3− + OH− рН > 7
сл. сл.
гидролиз
3 Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH рН > 7
нейтрализация
Данная реакция обратима, так как H2O и HCO3− – слабые электролиты. Аналогичным образом пишутся уравнения реакций гидролиза солей других типов.
Для прохождения нескольких стадий и достижения большей степени гидролиза требуются дополнительные условия – избыток воды, отвод образующихся продуктов, нагревание.