Тема 9 Ионные реакции обмена
При решении задач этого раздела пользуйтесь таблицей растворимости (табл.4).
Электролиты при растворении в воде в большей или меньшей степени распадаются на ионы. Свойство электролита в различной степени распадаться на ионы выражается степенью диссоциации. Степень диссоциации – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы а, к общему числу молекул электролита А:
=
.
Она выражается в процентах (от 0 до 100 %) или в долях единицы (от 0 до 1). По степени диссоциации электролиты условно делят на две группы: сильные и слабые. Если в 0,1 н растворах она больше или меньше 30 %, то соответственно и вещества относят к сильным или слабым электролитам.
Степень диссоциации электролитов зависит от природы электролита и растворителя, от температуры и концентрации раствора. Чем больше разбавлен раствор, тем более полно происходит процесс диссоциации электролита.
В растворах электролитов непрерывно происходят процессы ионизации и моляризации вследствие их обратимости. При этом наблюдается динамическое равновесие, состав раствора сохраняется постоянным, а процесс электролитической диссоциации не прекращается. Если же в раствор ввести некоторое другое вещество, то его ионы могут вступать в реакцию с первым веществом и образовать новое вещество, которое не вводилось в раствор. Таким образом, в водных растворах электролитов химические реакции могут протекать с участием ионов. Такие реакции называются ионными, а уравнения этих реакций – ионными уравнениями. Например, при взаимодействии нитрата меди(II) с раствором гидроксида калия выпадает осадок гидроксида меди(II):
Cu(NO3)2 + 2КОН = Сu(ОН)2 + 2KNO3
Написанное таким образом уравнение обычно называют уравнением в молекулярной форме. Механизм описываемой реакции сводится к следующему: в отдельно приготовленных растворах нитрата меди и гидроксида калия устанавливается равновесие:
в первом растворе Cu(NO3)2 ⇄ Cu2+ + 2NO-3,
а во втором растворе КОН ⇄ К++ ОН-
Оба эти соединения представляют собой сильные электролиты, т.е в разбавленных растворах эти вещества находятся преимущественно в виде ионов. При сливании этих двух растворов ионы ОН- встречаются не только с ионами калия, но и с ионами меди и вступают с ними в реакцию:
Cu2+ + 2ОН- = Cu(OН)2
Эта реакция происходит достаточно быстро, так как гидроксид меди(II) является слаборастворимым соединением и выпадает в осадок. В растворе остаются катионы калия и анионы NO-3. Они также будут встречаться между собой, но образования осадка нитрата калия не произойдет, потому что он хорошо растворим в воде. Чтобы изобразить ионное уравнение, надо формулы растворимых сильных электролитов записать в виде тех ионов, на которые они диссоциируют в растворе, а формулы слабых электролитов и веществ, выпадающих в осадок, - в исходном, молекулярном виде:
Cu2+ + 2NO-3 + 2К+ + 2ОН- = Cu(OН)2 + 2К+ + 2NO-3
Если в полученном ионном уравнении сократить одинаковое количество одноименных ионов в правой и левой частях (они подчеркнуты), то получим уравнение реакции в сокращенной ионной форме:
Cu2+ + 2ОН- = Cu(OН)2
С другой стороны, на основании сокращенного ионного уравнения легко составить и молекулярное. Для этого необходимо к ионам левой части уравнения приписать ионы противоположного знака, затем такие же ионы и в том же количестве записать в правой части уравнения, после чего объединить ионы в соответствующие молекулы. Например:
3
Ca2++
2PO3-4
= Ca3(PO4)2
сокращенное ионное уравнение
реакции
6 NO-3, 6Na+ ║ 6NO-3, 6Na+ вводимые ионы
3 Ca(NO3)2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4) + 6NaNO3) полное молекулярное уравнение
Из рассмотренных примеров видно, что в растворе происходят реакции фактически не между молекулами, а между соответствующими ионами. Молекулярное уравнение реакции, таким образом, отражает только внешнюю сторону явлений и свойств участвующих в реакции веществ, а сокращенное ионное уравнение раскрывает внутреннюю сущность химических явлений, которая характеризуется устойчивыми и постоянными свойствами и связями, закономерными для всех электролитов. Познание сущности реакций дает возможность предвидеть результаты взаимодействия веществ и, наоборот, подбирать исходные вещества для получения того или иного соединения. Например, уравнение реакции в молекулярном виде
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓+ 2HCl
не раскрывает причину, почему для распознавания серной кислоты и ее солей можно брать различные растворимые соединения бария. Если же рассмотреть сокращенное ионное уравнение
Ва2+ + SO42- = BaSO4↓
то вполне очевидно, что для распознавания сульфат ионов SO42- можно использовать любой электролит, содержащий ионы бария, к примеру:
Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HNO3;
BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBr;
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O.
Реакции между ионами протекают практически необратимо в тех случаях, когда в результате их взаимодействия образуются малодиссоциированные, малорастворимые или газообразные вещества, а также реакции, сопровождающиеся выделением большого количества тепла (экзотермические реакции). Типичным таким примером и исключительно широко распространенным процессом является реакция нейтрализации кислоты щелочью:
NaOH + HCl = NaCl + H2O.
Она сводится к реакции между ионами:
H+ + OH- = H2O.
Результатом ее является образование воды – очень слабого электролита, а также выделение тепла (56 кДж/моль). К аналогичному типу химического взаимодействия относятся реакции разложения ряда солей слабых кислот при действии на них растворами сильных кислот:
K2CO3 + 2HCl = CO2 + 2KCl + H2O;
2NaCN + H2SO4 = 2НCN + Na2SO4,
в сокращенной ионной форме
СО32 + 2Н+ = CO2 + H2O;
CN- +2H+ = HCN.
Обобщая эти примеры, можно сделать вывод о том, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей:
Ca3(PO4)2 + 6HCl = 2H3PO4 + 3CaCl2.
Аналогично этому сильные основания (щелочи) при добавлении к растворам солей легко образуют (вытесняют) слабые основания:
FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCl.
В подобных процессах наблюдается смещение равновесия в сторону конечных продуктов.
Таким образом, при изучении процессов, протекающих между растворами электролитов, имеет место общая закономерность: реакции между ионами в растворах идут практически до конца в сторону образования газов, осадков, слабых электролитов.