Ионные реакции в растворах электролитов

Ионными реакциями (реакциями обмена) называют реакции в растворах электролитов, не сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Для выявления сущности процессов, происходящих при ионных реакциях, кроме молекулярных, составляют ионные уравнения реакций.

· При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только растворимые сильные электролиты. Все остальные вещества (неэлектролиты, слабые или малорастворимые электролиты) записывают в молекулярной форме.

Примеры реакций обмена:

· с образованием малорастворимых соединений:

Pb(NO₃)₂ + 2KI = PbI₂¯ + 2KNO₃

Pb²⁺ + 2NO₃^— + 2K⁺ + 2I^— = PbI₂¯ + 2K⁺ + 2NO₃^—

Pb²⁺ + 2I^— = PbI₂¯

· с образованием слабых электролитов:

NaNO₂ + HCl = NaCl + HNO₂

Na⁺ + NO₂^— + H⁺ + Cl^— = Na⁺ + Cl^— + HNO₂

H⁺ + NO₂^- = HNO₂

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

2H⁺ + SO₄^2— + 2Na⁺ + 2OH^— = 2Na⁺ + SO₄^2— + 2H₂O

H⁺ + OH^— = H₂O

HCl + NH₄OH = NH₄Cl + H₂O

H⁺ + Cl^— + NH₄OH = NH₄⁺ + Cl^— + H₂O

H⁺ + NH₄OH = NH₄⁺ + H₂O

· с образованием газообразных веществ:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + СO₂­ + H₂O

2Na⁺ + CO₃^2— + 2H⁺ + Cl^— = 2Na⁺ + Cl^— + CO₂­ + H₂O

CO₃^2— + 2H⁺ = CO₂­ + H₂O

Диссоциация воды. Водородный показатель

Вода является слабым электролитом. Уравнение диссоциации воды упрощенно записывают следующим образом: H₂O Û H⁺ + OH^-. Константа диссоциации воды:

.

· Произведение называют ионным произведением воды и обозначают :

.

Ионное произведение воды при постоянной температуре постоянно не только для воды, но и для водных растворов. Зная концентрацию ионов H⁺, можно рассчитать концентрацию OH^-, и наоборот. Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда можно оценить количественно по концентрации ионов H⁺ или OH^-. Более удобно для характеристики среды пользоваться водородным показателем:

.

Среда	рН	[H+], моль/л	[OH—], моль/л
Нейтральная	= 7	10 —7	10—7
Кислая	< 7	>10—7	<10—7
Щелочная	> 7	<10—7	>10—7

Гидролиз солей

· Гидролизом солей называют процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к смещению ионного равновесия воды и, как правило, изменению рН среды.

Гидролиз солей происходит в тех случаях, когда ионы, образующиеся в результате диссоциации соли, способны образовать с ионами воды малодиссоциирующие частицы. Гидролиз чаще всего является обратимым процессом, так как продукты реакции взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, например NaCl, KNO₃, CaCl₂ и др., гидролизу не подвергаются, их растворы нейтральны.

· Гидролизу подвергаются соли, образованные:

· слабыми кислотами и сильными основаниями (Na₃PO₄, K₂SO₃, Na₂S и др.);

· слабыми основаниями и сильными кислотами (NH₄Cl, AlCl₃, ZnSO₄ и др.);

· слабыми кислотами и слабыми основаниями (NH₄CH₃COO, NH₄CN и др.).

· Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований.

Гидролиз NaNO₂.

Диссоциация соли: NaNO₂ = Na⁺ + NO₂^—

краткое ионное уравнение:

NO₂^— + HOH Û HNO₂ + OH^—(среда щелочная, рН>7);

молекулярное уравнение:

NaNO₂ + H₂O Û HNO₂ + NaOH.

Гидролиз K₂CO₃ (гидролиз солей многоосновных кислот преимущественно происходит по первой ступени).

Диссоциация соли: K₂CO₃ = 2K⁺ + CO₃^{2 —}

краткое ионное уравнение:

CO₃^{2 —} + HOH Û HCO₃^- + OH^—(среда щелочная, рН>7);

молекулярное уравнение:

K₂CO₃ + H₂O Û KHCO₃ + KOH.

По второй ступени гидролиз практически не идет.

· Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.

Гидролиз NH₄Cl.

Диссоциация соли: NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^-

краткое ионное уравнение:

NH₄⁺ + HOH Û NH₄OH + H⁺ (среда кислая, рН<7);

молекулярное уравнение:

NH₄Cl + H₂O Û NH₄OH + HСl.

Гидролиз AlCl₃ (гидролиз солей многокислотных оснований преимущественно происходит по первой ступени):

AlCl₃ = Al³⁺ + 3Cl^—

Al³⁺ + HOH Û AlOH²⁺ + H⁺(среда кислая, рН<7);

молекулярное уравнение: AlCl₃ + H₂O Û AlOHCl₂ + HСl.

По следующим ступеням гидролиз практически не идет.

· Гидролиз солей слабых оснований и слабых кислот.

В этом случае, если соль растворима, в реакции одновременно участвуют и катион, и анион соли, связывающие ионы OH^— и H⁺ из воды, равновесие сильно смещается вправо, гидролиз усиливается. Значение рН раствора зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль.

Гидролиз CH₃COONH₄:

CH₃COONH₄ = NH₄⁺ + CH₃COO^—

NH₄⁺ + CH₃COO ^— + HOH Û NH₄OH + CH₃COOH

CH₃COONH₄ + H₂O Û NH₄OH + CH₃COOH

Константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония равны: и , поэтому реакция раствора данной соли нейтральная.

Растворимые соли, образованные многоосновными слабыми кислотами и многокислотными слабыми основаниями гидролизованы в растворе практически полностью с образованием кислоты и основания:

Сr₂S₃ + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S.

Такие соли в водных растворах существовать не могут. В таблице растворимости им соответствует прочерк.

· Совместный гидролиз солей.

Если в растворе одновременно присутствуют две соли, одна из которых содержит катион слабого основания (Al³⁺, Fe³⁺, Cr³⁺, NH₄⁺), а другая - анион слабой кислоты (СO₃^2—, SO₃^2—, S^2—, SiO₃^2—), то гидролиз необратим, идёт с образованием кислоты и основания. Пример реакции совместного гидролиза солей:

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂CO₃ + 6NaCl

2Al³⁺ + 3CO₃^2— + 3H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂CO₃.