Ионно-обменные реакции в растворах электролитов

В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) между ионами могут протекать химические реакции, не сопровождающиеся изменениями степеней окисления. Они называются реакциями ионного обмена.

Ионно-обменные реакции протекают практически необратимо, если образуются малорастворимые вещества (они выпадают в осадок), легколетучие вещества (они выделяются в виде газа) или малодиссоциирующие вещества – слабые электролиты (в том числе вода), комплексные соединения.

Ионообменные реакции записывают обычно с помощью молекулярного, полного ионного и краткого ионного уравнений. Например, молекулярное уравнение:

Pb(NO3)2 + 2HI = PbI2↓ + 2HNO3;

ионное уравнение:

Pb2++ 2NO3+ 2H++ 2I = PbI2↓ + 2H++ 2NO3;

сокращенное ионное уравнение:

Pb2++ 2I = PbI2↓.

Ионное произведение воды

Вода – очень слабый электролит, поэтому на ионы диссоциирует в незначительной степени:

Н2О ⇄ Н++ ОН.

Для данного равновесия на основе закона действия масс, можно записать константу равновесия – константу диссоциации воды (КД):

Ионно-обменные реакции в растворах электролитов - student2.ru или Кд × [ Н2О] = [Н+] × [ ОН].

Обозначая Кд × [Н2О] через КВ, получим:

КВ= [Н+]×[ОН]

КВ– называют ионным произведением воды. При 25 °С КВ= 1·10–14, тогда

+]×[ОН] = 1·10–14 (14)

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. В чистой воде при 25 оС

[H+] = [ОН] = 1·10–7моль/л

Раствор, в котором концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов называют нейтральным. Если концентрация [Н+] > [ОН], то такой раствор называют кислым. Если концентрация [Н+] < [ОН], то раствор называют щелочным.

Кислотность или щелочность раствора выражают другим более удобным способом: вместо концентраций ионов водорода [H+] и гидроксид-ионов используют их десятичный логарифм, взятый с обратным знаком:

рН = – lg [Н+], рОН = – lg [ОН]. (15)

Соответственно,

рН + рОН = 14. (16)

Величина рН называется водородным показателем и для характеристики среды раствора используется чаще:

рН > 7 – среда щелочная;

рН < 7 – среда кислая;

рН ≈ 7 – среда нейтральная.

При использовании величин концентраций часто наблюдается отклонение от закона действующих масс, в основном для сильных электролитов. Поэтому вместо концентраций пользуются активностями электролита (а). Отличие активности электролита от концентрации связано с частичной или полной диссоциацией его молекул на ионы, появлением сил электростатического взаимодействия этих ионов, взаимодействием ионов с молекулами растворителя. Активность связана с концентрацией через коэффициент активности (γ):

а = С∙ γ (17)

Коэффициент активности– работа против сил, вызывающих отклонение свойств раствора от свойств идеальных растворов. Например, рН = –lg aH+.

Установлено, что в малоконцентрированных растворахкоэффициент активности иона определяется только электростатическими взаимодействиями. Следовательно, γ зависит только от концентрации электролита и заряда иона и не зависит от природы электролита. Мерой электростатического взаимодействия является ионная сила раствора (I).

Связь коэффициента активности электролита с ионной силой раствора описывает предельный закон Дебая-Хюккеля:

Ионно-обменные реакции в растворах электролитов - student2.ru ,

где А – коэффициент, зависящий от температуры и диэлектрической постоянной растворителя Для воды при 298К А = 0,509. Обычно для приближенных расчетов рассчитывают ионную силу раствора и на основании этого определяют коэффициент активности по справочным данным:

Ионно-обменные реакции в растворах электролитов - student2.ru , (19)

Гидролиз солей

Гидролизом соли называется процесс взаимодействия ионов соли с ионами воды с изменением рН среды. Обязательным условием гидролиза является образование малодиссоциированного вещества (слабого электролита).

Качественно реакцию среды определяют с помощью индикаторов. Выделяют четыре типа реакций взаимодействия солей с водой:

1. Соль, образованная ионами сильного основания (катионами) и сильной кислоты (анионами), гидролизу не подвергается. Растворы таких солей имеют нейтральную среду рН ≈ 7.

K2SO4 + H2O ≠

2. Соль, образованная катионами сильного основания и анионами слабой (средней) кислоты, гидролизуется по аниону (рН раствора >7).

KCN + H2O ⇄ KOH + HCN,

ионное уравнение: K++ CN + H2O ⇄ K++ OH+ HCN,

сокращенное ионное уравнение CN+ H2O ⇄ OH+ HCN.

3. Соль, образованная катионами слабого основания и анионами сильной кислоты, гидролизуется по катиону (рН < 7).

NH4Cl + H2O ⇄ NH4OH + HCl,

ионное уравнение NH4++ Cl+ H2O ⇄ NH4OH + H++ Cl,

сокращенное ионное уравнение NH4++ H2O ⇄ NH4OH +H+.

4. Соль, образованная катионами слабого основания и анионами слабой кислоты, гидролизуется полностью до образования слабой кислоты и слабого основания (рН раствора ≈7).

NH4CN + H2O → NH4ОН + HCN.

Гидролиз солей, образованных многозарядными ионами протекает ступенчато. Например, гидролиз фосфата натрия протекает в три ступени:

1-я ступень: Na3PO4 + H2O ⇄ Na2HPO4 + NaOH;

ионное уравнение:

3Na++PO43–+ H2O ⇄ 2Na++ HPO42–+ Na++ OH;

2-я ступень Na2HPO4 + H2O ⇄ NaH2PO4+ NaOH;

ионное уравнение

2Na++НPO42–+H2O ⇄ Na++ H2PO4+ Na++OH;

3-я ступень NaH2PO4+ H2O ⇄ H3PO4+ NaOH;

ионное уравнение

Na+2PO42- + H2O ⇄ H3PO4 + Na+ + OH;

Гидролиз хлорида меди протекает в две ступени:

1-я ступень CuCl2 + H2O ⇄ CuOHCl + HCl;

ионное уравнение

Cu2++ 2Cl+ H2O ⇄ CuOH++ Cl+ H++ Cl;

2-я ступень: CuOHCl + H2O ⇄ Cu(OH)2 + HCl;

ионное уравнение

CuOH+ + Cl+ H2O ⇄ Cu(OH)2 + H+ + Cl.

При комнатной температуре соли гидролизуются, как правило, только по 1 ступени, за исключением солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

Количественно реакция гидролиза характеризуется степенью гидролиза b и константой гидролиза КГ. Степень гидролиза представляет отношение концентрации гидролизованных молекул к общей концентрации вещества. Степень гидролиза зависит от температуры и концентрации веществ. Константа равновесия реакции гидролиза называется константой гидролиза. Она связана со степенью гидролиза следующим уравнением:

Ионно-обменные реакции в растворах электролитов - student2.ru (20)

Константа гидролиза связана с ионным произведением воды через константы диссоциации слабых электролитов:

Ионно-обменные реакции в растворах электролитов - student2.ru – гидролиз соли, образованной катионами сильного основания и анионами слабой (средней) кислоты; (21)
Ионно-обменные реакции в растворах электролитов - student2.ru – гидролиз соли, образованной катионами слабого основания и анионами сильной кислоты; (22)
Ионно-обменные реакции в растворах электролитов - student2.ru – гидролиз соли, образованной катионами слабого основания и анионами слабой кислоты. (23)

В уравнениях(8.2.12 – 8.2.14) КДО – константа диссоциации слабого основания, КДК – константа диссоциации слабой кислоты.

Наши рекомендации