5.2 Реакции обмена в растворах электролитов, в том числе гидролиз

Рекомендуемая литература по теме 5.2 приведена на с. 45 .

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 (табл. А.5, прил. А) и таблицу классификации электролитов (табл. А.3, прил. А).

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

Гидролизом называется 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. Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входит ион от слабого электролита, значение рН их растворов определяется их химическим составом. 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. Их растворы имеют нейтральную среду (рН = 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 – эндотермическая реакция, 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. (табл. А.3 и А.6, прил. А).

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:

1. Na₂CO₃ 2 Na⁺ + CO₃²⁻.

↓ ↓ ион сильного ион слабого

NaOHH₂CO₃ электролита электролита – ведет гидролиз

сильный слабый

электролит электролит

2. CO₃²⁻ + H−OH HCO₃⁻ + OH⁻ рН > 7.

сл. эл. сл. эл.

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.

Рекомендуемая литература по теме 5.2: [1], гл. 8, § 8.8, § 8.11, § 8.12; [2], гл.8, §8.4, § 8.6; [3], гл.8, § 6.7, § 10; [4], гл. 9, 10; [5], VII, § 5.