10 Ионно-молекулярные (обменные) реакции в водных растворах электролитов

Отличительные особенности обменных реакций в водных растворах электролитов. Условия, необходимые для их протекания

Большинство химических реакций, протекающих в водных растворах электролитов, можно систематизировать по общим признакам: реакции, в которых меняются степени окисления элементов – их называют окислительно-восстановительными, и реакции без изменения степеней окисления. К последним относят реакции, в которых исходные вещества (молекулы или ионы) обмениваются своими составными частями или соединяются друг с другом, образуя новые вещества – их называют ионно-молекулярными или обменными. Чаще всего к таким реакциям относят диссоциацию электролитов, гидролиз, образование (и растворение) малорастворимых электролитов, комплексообразование.

Для качественной оценки возможности и преимущественного направления реакций обмена в растворах обычно применяют следующие правила:

а) если при любом возможном сочетании исходных веществ (или их ионов) не образуются слабые электролиты или малорастворимые вещества (газы или осадки), то ионно-молекулярная (обменная) реакция не идет, например, при смешивании разбавленных растворов хлорида калия и серной кислоты:

2KCl + H₂SO₄  2HCl + K₂SO₄ – потенциальные продукты реакции (HCl и K₂SO₄) – сильные, хорошо растворимые электролиты, поэтому реакция обмена не идет (химическая природа исходных веществ при смешивании их растворов не меняется);

б) если продукты реакции – слабые электролиты или малорастворимые вещества, то реакция обмена идет. При этом если исходные вещества – хорошо растворимые, сильные электролиты, то реакция практически необратима. Если среди исходных также имеются малорастворимые вещества или слабые электролиты, то устанавливается химическое равновесие, полного превращения исходных веществ в продукты не происходит;

в) если возможно несколько вариантов ионно-молекулярного взаимодействия исходных веществ, то преимущественно протекает реакция, в результате которой образуются наиболее слабые (или наименее растворимые) продукты.

Как показывает опыт, учет условий (б) и (в) наиболее часто вызывает сложности, например, при выполнении «цепочек превращений» заданных веществ: в качестве вариантов нередко предлагаются реакции с пренебрежительно малым выходом заданного продукта.

Ионно-молекулярные уравнения реакций (продукты, обуславливающие реакцию, написаны первыми и подчеркнуты):

NaF + HCl  HF + NaCl – образуется слабая кислота; (10.1)

K₂CrO₄+2AgNO₃  Ag₂CrO₄+2KNO₃ – образуется малорастворимая соль; (10.2)

CuSO₄ + 2NaOH  Cu(OH)₂ + Na₂SO – образуется слабый, малорастворимый – электролит (осадок); (10.3)

Na₂S + 2HCl  H₂S + 2NaCl – образуется слабый малорастворимый электролит (газ); (10.4)

Сa(HCO₃)₂ + 2HCl  H₂CO₃ + CaCl₂ – образуется слабый, непрочный

электролит: H₂CO₃  CO₂+H₂O (10.5-а)

Na₂SO₃ + 2HCl  H₂SO₃ + 2NaCl – образуется слабый, непрочный

электролит: H₂SO₃  SO₂+H₂O (10.5-б)

Реакции (10.5-а) и (10.5-б) качественно похожи – обе протекают за счет образования слабых кислот. Однако в случае (5-б) возможны варианты в конечных образующихся продуктах и, соответственно, в записи уравнения реакции. Дело в том, что растворимость сернистого ангидрида (примерно 2 моль/л) гораздо больше, чем углекислого газа, поэтому выделяться в виде газа (с характерным запахом) он будет только при действии кислот на концентрированные растворы сульфитов или при их нагревании (что необходимо указывать в уравнении реакции):

Na₂SO₃ + 2HCl  H₂SO₃ + 2NaCl

t⁰_ SO₂+H₂O

FeCl₃ + 6KF  K₃[FeF₆] – слабый электролит – комплексное соединение (10.6)

Реакции (10.1 – 10.6) практически необратимы, т. к. в них участвуют сильные, хорошо растворимые электролиты.

2K[Al(OH)₄] + CO₂  2H₂O +Al(OH)₃ + K₂CO₃ – образуются два слабых

электролита, один из них малорастворим (осадок) (10.7)

Строго говоря, реакцию (10.7) следует отнести к равновесным, т. к. слева также имеется слабый электролит – гидроксокомплекс; однако практически реакция протекает настолько полно, что применяется при количественном выделении алюминия из растворов.

К числу практически необратимых ионно-молекулярных реакций относятся некоторые варианты гидролиза, например:

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 6H₂O  2Al(OH)₃ + 3CO₂ + 3Na₂SO₄ (10.8)

NaAlO₂ + 2H₂O  Na[Al(OH)₄] (10.9)

В реакции (10.8) имеет место взаимное усиление гидролиза, в результате которого продукты уходят из раствора (в виде осадка и газа); в реакции (10.9)

молекулы воды, гидратируя метаалюминат-ионы, образуют еще более слабый электролит – гидроксид-ионы, связанные к тому же в комплекс.

Ca(HCO₃)₂ + 2KOH  2H₂O + К₂СО₃ + CaCO₃ – образуются слабый электролит (H₂O) и малорастворимая соль (CaCO₃) (10.10)

В отличие от предыдущих примеров здесь обмен ионами может протекать не однозначно. Довольно часто причиной обменного взаимодействия считают образование «малорастворимого Ca(OH)₂». При этом не рассматривается другой, более предпочтительный вариант – связывание ионов водорода (из HCO₃^–) и гидроксид-ионов с образованием слабейшего из неорганических электролитов – воды; карбонат-ионы, в свою очередь, связываются с ионами кальция, образуя еще и малорастворимую соль.

Ионно-молекулярные реакции с участием аммиака и солей аммония.

Аммиак, реагируя с водой, в растворе образует две химические формы, участвующие в равновесии: NH₃ + H₂O  NH₃∙H₂O  NH₄⁺ + OH^– В связи с этим в ионно-молекулярных реакциях аммиак может проявлять свои свойства двояко: или как слабое основание, или как лиганд. В разбавленных растворах аммиака обычно проявляется его свойство основания, в концентрированном растворе, при наличии комплексообразователя, – свойство лиганда.

Примеры: написать уравнения реакций сульфата меди и аммиака в водном растворе CuSO₄ + NH₃·H₂O … (10.11)

CuCl₂ + NH₃·H₂O _{разб. недост.}  (CuOH)Cl + NH₄Cl (10.11-а)

CuCl₂ + 2 NH₃·H₂O _{разб. изб.}  (CuOH)₂ + 2NH₄Cl (10.11-б)

CuCl₂ + 4NH_{3 конц. изб.}  [Cu(NH₃)₄]Cl₂ (10.11-в)

Молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций обмена

Определив, что заданные вещества могут взаимодействовать, пишут соответствующие уравнения реакций, при этом различают следующие формы их записи:

– молекулярные уравнения, из которых видно, какие вещества были взяты для реакции и какие продукты при этом получатся; молекулярное уравнение удобно для составления материального баланса (расстановки коэффициентов);

– полные ионно-молекулярные уравнения, в которых показывают все ионы и молекулы, в виде которых преимущественно находятся в растворе исходные вещества и продукты реакции (если реакция обратима, то левая и правая части полного ионно-молекулярного уравнения показывают качественный состав раствора);

– сокращенные ионно-молекулярные уравнения, в которых показывают только те ионы и молекулы, за счет которых протекает реакция.

Примечание: В ионно-молекулярных уравнениях реакций, как в сокращенных так и в полных, вещества записывают в той химической форме, в которой они преимущественно находятся в растворе, т. е. слабые электролиты и малорастворимые вещества пишут в недиссоциированной форме. Например, слабые электролиты: H₂O, NH₄OH (точнее – NH₃·H₂O), HCO₃^–, [Cu(NH₃)₄]²⁺, а также малорастворимые соли, основания – AgCl, Ca₃(PO₄)_2, Fe(OH)₃ и др. записывают в исходной химической форме, а не в виде составляющих их ионов_.