Реакции в растворах электролитов. Условия протекания обменных реакций в растворах электролитов.
Электролиты – это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью.
Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.
С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода:
1. Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.
2. Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).
Например, можно рассмотреть две реакции:
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2, (1)
2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2. (2)
В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом:
2Al + 2Na+ + 2OH- + 6 H2O = 2Na+ + 2[Al(OH)4]- + 3H2, (3)
2Al + 2K+ + 2OH- + 6 H2O = 2K+ + 2[Al(OH)4]- + 3H2, (4)
В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:
2Al + 2OH- + 6H2O = 2[Al(OH)4]- + 3H2. (5)
Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы.
Так, при помощи ионов серебра Ag+ можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария Ba2+ можно обнаружить ионы SO2- и наоборот.
С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.
Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.
Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.
Необходимым условием протекания обменных реакций в растворах электролитов является удаление из раствора тех или иных ионов вследствие образования малодиссоциирующих (слабые электролиты и комплексные ионы) или малорастворимых веществ (осадки и газы).
Реакции обмена в растворах электролитов записывают в виде трех уравнений: молекулярного, полного ионно-молекулярного и сокращенного ионно-молекулярного.
Для составления этих уравнений необходимо знать характер электролитической диссоциации участников реакции.
Малодиссоциирующие и малорастворимые вещества в ионно-молекулярных уравнениях записываются в молекулярном виде. Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав только продуктов реакции, протекают, как правило, необратимо, т.е. до конца.
Примеры реакций, протекающих практически необратимо:
1. с образованием малодиссоциирующих соединений:
а) HCl + NaOH = NaCl + H2O - молекулярное уравнение,
H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + H2O - полное ионно-молекулярное уравнение,
H+ + OH- = H2O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,
Таким образом, сильные кислоты (основания) вытесняют слабые кислоты (основания) из растворов их солей.
1. с образованием малорастворимых веществ:
а) NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl¯- молекулярное уравнение.
Cl- + Ag+ = AgCl¯ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.
Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав как продуктов, так и исходных веществ, протекают, как правило, не до конца, т.е. являются обратимыми. Равновесие обратимого процесса в этих случаях смещено в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых частиц.
Примеры обратимых реакций, равновесие которых смещено вправо:
1. HF + NaOH « NaF + H2O,
HF + OH- « F- + H2O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.
Вода более слабый электролит, чем HF: Kд(H2O) = 1,8·10-16 ; Kд(HF) = 6,6·10-4 , поэтому равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования H2O.
1. NH3·H2O + HCl « NH4Cl + H2O,
NH3·H2O + H+ « NH4+ + H2O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение
Kд(NH3·H2O) = 1,78·10-5 ; Kд(H2O) = 1,8·10-16
1. HF + NH3·H2O « NH4F + H2O,
HF + NH3·H2O « NH4+ + F- + H2O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение
Реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот слабыми основаниями не доходят до конца (т.е. точка эквивалентности находится, соответственно, в основной или кислой области значений рН).
1. AgCl¯ + NaI « NaCl + AgI¯ ,
AgCl¯ + I- « Cl- + AgI¯ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение
ПР(AgCl) = 1,78· 10-10 ПР(AgI) = 8,3· 10-17
ПР(AgI) меньше ПР(AgCl), равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования AgI.
1. MnS¯ + 2HCl « H2S + MnCl2 ,
MnS¯ + 2H+ « H2S + Mn2+ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение
1. Be(OH)2¯ + 2KOH « K2[Be(OH)4],
Be(OH)2¯ + 2OH- « [Be(OH)4]2- - сокращенное ионно-молекулярное уравнение