Обменные реакции в растворах

Так как электролиты в растворе находятся в виде ионов, то реакции между растворами солей, кислот и оснований - это реакции между ионами, или ионные реакции. Рассмотрим реакцию между двумя электролитами (KCl и NaNO₃) в растворе:

KCl + NaNO₃ = NaCl + KNO₃

Запишем эту реакцию в ионной форме

K⁺ + Cl^– + Na⁺ + NO₃^– = Na⁺ + Cl^– + K⁺ + NO₃^–

В левой и правой части уравнения находятся одни и те же ионы в тех же концентрациях. Другими словами, между ионами в растворе установилось равновесие. Смещение ионного равновесия описывает Правило Бертолле-Михайленко: обменная реакция в растворах электролитов идет в случае образования малорастворимого вещества (осадка или газа) или с образованием слабого электролита.

При составлении уравнений ионных реакций следует помнить и выполнять несколько правил:

1. Слабые электролиты записываются в виде молекул.

2. Труднорастворимые вещества записываются в виде молекул и сопровождаются знаком “тв” или ¯.

3. Газообразные вещества записываются в виде молекул и сопровождаются знаком “г” или ­.

4. Сильные электролиты записываются в виде ионов.

Рассмотрим конкретный пример составления ионного уравнения (реакция между растворами BaCl ₂ и Na₂SO₄).

Записываем уравнение реакции в молекулярной форме:

BaCl ₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄¯ +2NaCl

Перепишем уравнение в ионной форме, учитывая правила 1-4:

Ba ²⁺ + 2Cl^– + 2Na⁺ + SO₄^2– = BaSO₄¯ + 2Cl^– + 2Na⁺

Из обеих частей равенства исключим одинаковые ионы, и уравнение примет вид:

Ba²⁺ + SO₄^2– = BaSO ₄¯.

Гидролиз солей. Гидролизом - называется процесс взаимодействия вещества с водой, без изменения степеней окисления всех элементов данной системы.. Основная причина гидролиза – установление равновесия вследствие присутствия в растворе как минимум двух слабых электролитов (воды и слабой кислоты или/и основания). Гидролизу подвергаются:

1. Соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (гидролиз по катиону):

NH₄Cl ^® NH₄⁺ + Cl^–

NH₄⁺ + H₂O ^® NH₄OH + H⁺ (pH < 7)

NH₄Cl + H₂O ^® NH₄OH + HCl

В результате образуется сильная кислота и в растворе pH<7

2. Соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (гидролиз по аниону):

KCN ^® K⁺ + CN^–

CN^– + H₂O ^® HCN + OH^– (pH > 7)

KCN + H₂O ^® HCN + KOH

В результате образуется сильное основание и в растворе pH>7

3. Соли, образованные при взаимодействии слабой кислоты и слабого основания: NH₄Ac ^® NH₄⁺ + Ac^–

NH₄⁺ + H₂O ^® NH₄OH + H⁺

Ac^– + H₂O ^® HAc + OH^–

NH₄Ac + H₂O ^® NH₄OH + HAc

В данном случае образуются слабые кислота и основание и рН среды зависит от относительной силы кислоты и основания.

4. Cоли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются.

Константа гидролиза. Равновесие гидролиза, в соответствии с законом действия масс, характеризуется константой гидролиза (константой равновесия). Например, при гидролизе NH₄Cl:

NH₄⁺ + H₂O ^® NH₄OH + H⁺ К_гидр=

Поскольку [H⁺] = K_w /[OH^–], то K_гидр =

Чем меньше константа диссоциации слабого основания, тем больше константа гидролиза (больше степень гидролиза) соли.

Проведя аналогичные действия, можно показать, что при гидролизе по аниону K _гидр =

Это уравнение показывает, чем слабее кислота, тем сильнее подвергаются гидролизу соль. Точно также, для соли, образованной при взаимодействии слабой кислоты (НА) и слабого основания (MeОН):

К _гидр =

Очевидно, что соль, образованная слꗬÁ​Йዸ¿ကЀ니
橢橢ààЙ掯檂檂휯￿￿￿ l׶׶׶׶٪ ٪٪پ甲甲甲8番Ь禖ȼپ⭕ż篞੾虜"虾虾蚔ꞳꞳꞳ⠨[1]⠪⠪⠪⠪⠪⠪$ⳑȠ⻱~⡎ˁ٪ꞳꁍݦꞳꞳꞳ⡎е и основные соли.

Ступенчатый гидролиз по катиону (FeCl₃, BiCl₃ и др.)

FeCl₃ ^® Fe³⁺ + 3Cl^–

Первая ступень: Fe³⁺ + H₂O ^® Fe(OH)²⁺ +H⁺

Вторая ступень: Fe(OH)²⁺ + H₂O ^® Fe(OH)₂⁺ + H⁺

Третья ступень: Fe(OH)₂⁺ +H₂O ^® Fe(OH)₃ + H⁺ (рН < 7)

Ступенчатый гидролиз по аниону (Na₃PO₄, K₂ZnO₂ и др.)

Na₃PO₄ ^® 3Na⁺ + PO₄^3–

Первая ступень: PO₄^3–+ H₂O ^® HPO₄^2– + OH^–

Вторая ступень: HPO₄^2–+ H₂O ^® H₂PO₄^– + OH^–

Третья ступень: Н₂PO₄^–+ H₂O ^® H₃PO₄ + OH^– (рН > 7)

Каждой ступени соответствует своя константа гидролиза, причем при ступенчатом гидролизе всегда:

K_{гидр. (1)} > K _{гидр. (2)} > K _{гидр. (3)}

Если продукты гидролиза удаляются из сферы реакции - гидролиз протекает необратимо