Условия необратимости реакций ионного обмена

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

Pb(NO₃)₂ + 2KI ® PbI₂¯ + 2KNO₃

Pb²⁺ + 2I^- ® PbI₂¯

2. Если выделяется газ (­

Na₂CO₃ + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + H₂O + CO₂­

CO₃^2- + 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)₃¯ + 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:

a. свойств ионов, образующих соль;

b. внешних факторов.