ГОУ ВПО «НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТОМСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Новокузнецкий филиал

кафедра естественно-научных и общепрофессиональных дисциплин

ЕНД

Химия

Лабораторная работа № 2

ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ И ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Новокузнецк

2010

1. Ионообменные реакции

1. Введение

В растворах электролитов реакции протекают между ионами, поэтому сущность химических процессов выражается при записи их в ионно-молекулярном виде. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а сильные электролиты − в виде ионов.

Если реакции, протекающие в растворах электролитов, не сопровождаются изменением степеней окисления, они называются реакциями двойного обмена. В соответствии с правилом Бертолле: реакции обмена протекают только тогда, когда образуется малорастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ) или малодиссоциирующее соединение (очень слабый электролит, в том числе и вода). В таких случаях реакции будут практически не обратимы.

Например, реакция нейтрализации:

НС1 + КОН = KCI + Н₂О − молекулярное уравнение,

Н⁺+ ОН^- = Н₂О − сокращённое ионно-молекулярное уравнение,

из чего следует, что сущность этого процесса сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов слабого электролита − воды.

Реакции, уравнения которых: ВаСl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HC1

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ ↓+ 2NaNO₃

сводятся к одному и тому же процессу образования малорастворимого вещества − сульфата бария: Ва²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓

Эти примеры показывают, что ионообменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов с образованием малорастворимых веществ (осадков), газов или молекул слабых электролитов:

Na₂CO₃ + 2НС1 = 2NaCl + Н₂О + CO₂↑;

CO₃²⁻ + 2Н⁺ = Н₂О + СО₂↑

В тех случаях, когда малорастворимые вещества или слабые электролиты имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ. Например:

↓Mg(OH)₂ + 2HCI = MgCI₂ + 2Н₂О;

↓Mg(OH)₂+ 2Н⁺ = Mg²⁺ + 2H₂O

В этой реакции равновесие смещено в сторону образования более слабого электролита − воды: константа диссоциации воды Кд(Н₂О) = 1,8·10⁻¹⁶, тогда как произведение растворимости гидроксида магния ПР[Мg(ОН)₂] = 5,5·10⁻¹².

Образование и растворение осадков можно объяснить, пользуясь правилом произведения растворимости: осадок выпадает, когда произведение концентраций ионов превышает произведение растворимости ПР; осадок растворяется, если произведение концентраций ионов не достигает величины произведения растворимости ПР.

Правила написания реакций двойного обмена:

1 При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде, т.е. обязательно проверять растворимость реагентов и продуктов, отмечая это в уравнениях.

2 Следует иметь в виду, что реакции двойного обмена между веществами с образованием осадков протекают во всех тех случаях, когда растворимость реагентов выше, чем растворимость одного из продуктов.

3 Для получения малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты и использовать достаточно концентрированные растворы.