Принципы протекания ионообменных реакций

Реакции в растворах электролитов, при которых составные части (ионы) одного вещества обмениваются с составными частями другого и при которых не происходит изменения зарядов ионов, входящих в соединения, называют ионообменными реакциями.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, в водных растворах протекают реакции не между самими электролитами, а между образованными ими ионами. При взаимодействии между ионами в растворах электролитов возможны следующие случаи:

1) образующиеся вещества — сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы; в таком случае реакция не протекает;

2) одно из образующихся веществ – осадок, газ, слабый электролит (растворимый в воде) или комплексный ион, в таком случае реакция происходит.

При протекании реакции в растворе будет уменьшаться концентрация тех ионов, которые связываются между собой в малорастворимые или слабодиссоциирующие соединения.

Возможность протекания ионообменных реакций определяется правилом:

Реакции обмена в растворах электролитов протекают практически необратимо и до конца в тех случаях, когда в качестве продукта получаются осадки (малорастворимые вещества), газы (или легколетучие вещества), слабые электролиты (малодиссоциирующие соединения) и комплексные ионы (также малодиссоциирующие).

Соответственно, ионообменные реакции можно свести к четырём типам: реакции, идущие с образованием:

– осадков,

– газов,

– слабых электролитов;

– комплексных ионов (комплексных соединений).

Для каждого из случаев приведем примеры:

1. Образование осадков

AgNO₃ + NaCl = AgCl↓ + NaNO₃;

Ag⁺ + NO₃^– + Na⁺ + Cl^– = AgCl↓ + Na⁺ + NO₃^–;

Ag⁺ + Cl^– = AgCl↓.

2. Образование газов

Na₂S + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S;

2Na⁺ + S^2– + 2H⁺ + SO₄^2– = 2Na⁺ + SO₄^2– + H₂S↑;

2H⁺ + S^2– = H₂S↑.

3. Образование слабых электролитов:

а) воды

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Na⁺ + OH^– + H⁺ + Cl^– = Na⁺ + Cl^– + H₂O;

H⁺ + OH^– = H₂O

б) слабого основания

NH₄Cl + KOH = NH₄OH + KCl;

NH₄⁺ + Cl^– + K⁺ + OH^– = NH₄OH + K⁺ + Cl^–-;

NH₄⁺ + OH^– = NH₄OH

в) слабой кислоты

2СH₃COONa + H₂SO₄ = 2CH₃COOH + 2Na₂SO₄

2CH₃COO^– + 2Na⁺ +2H⁺ + SO₄^2– = 2CH₃COOH + 2Na⁺ + SO₄^2–

2CH₃COO^– + H⁺ = CH₃COOH

г) комплексного иона

HgI₂ + 2KI = K₂[HgI₄]

HgI₂ + 2K⁺ + I^– = 2K⁺ = [HgI₄]^2–

HgI₂ + I^– = [HgI₄]^2–

Если при взаимодействии растворов электролитов не образуется ни одного из указанных видов соединений, то это означает, что химического взаимодействия не происходит. Тогда имеют место реакции, которые протекают одновременно в противоположных направлениях, т.е. обратимые, а система находится в состоянии химического равновесия.

При составлении ионообменных реакций, следует пользоваться Таблицей растворимости (см. табл. 4) оснований и солей в воде. При написании ионных и ионно-молекулярных уравнений малорастворимые (осадки, газы) и малодиссоциирующие соединения (слабые электролиты) записывают в виде молекул или комплексных ионов. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в диссоциированном виде.