Реакции между ионами в растворах

Электролиты диссоциируют в водных растворах на ионы, поэтому в уравнениях реакций их записывают в ионном виде.

Взаимодействие между электролитами в растворах возможно в том случае, если хотя бы один из продуктов уходит из сферы реакции. Это может быть образование слабого электролита, выделение газа или выпадение осадка. Приведём примеры.

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- = Na⁺ + Cl^- + H₂O

H⁺ + OH^- = H₂O

Pb(NO₃)₂ + Na₂S = 2NaNO₃ + PbS↓

Pb²⁺ + 2NO₃^- + 2Na⁺ + S^2- = 2Na⁺ + 2NO₃^- + PbS↓

Pb²⁺ + S^2- = PbS↓

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂↑ + H₂O

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- = 2Na⁺ + 2Cl^- + CO₂↑ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂↑ + H₂O

Напомним свойства растворов электролитов в свете теории электролитической диссоциации.

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. Общие свойства кислот: кислый вкус; взаимодействие с основаниями и основными оксидами с образованием солей; взаимодействие с металлами с выделением водорода.

Основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов. Общие свойства оснований: «мылкие на ощупь»; взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей.

Некоторые гидроксиды могут реагировать как с кислотами, так и с основаниями. Это амфотерные электролиты. В их молекулах прочность связи между металлом и кислородом близка к прочности связи между кислородом и водородом, поэтому для растворов амфотерных электролитов характерно сложное равновесие: H⁺ + RO^- ↔ ROH ↔ R⁺ + OH^-.

Амфотерными свойствами обладают гидроксиды большинства d-элемен-тов: Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

H₂ZnO₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

Соли – это электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют на положительные ионы (отличные от Н⁺) и отрицательные ионы (отличные от ОН^-).

Диссоциация воды. Водородный показатель

Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же имеет некоторую электрическую проводимость, которую можно измерить. Это объясняется небольшой собственной диссоциацией воды:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-; при Т = 25˚ С [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л

К = [Н⁺] ∙[ОН^-] /[Н₂О] [Н⁺]∙ [ОН^-] = const → K_w = [Н⁺]∙ [ОН^-]

K_w – ионное произведение воды; для воды и разбавленных водных растворов эта величина постоянна при данной температуре, K_w = 10^-14.

Кислые растворы [Н⁺] > 10^-7 моль/л рН = 1 – 6

Нейтральные растворы [Н⁺] = 10^-7 моль/л рН = 7

Щелочные растворы [Н⁺] < 10^-7 моль/л рН = 8 –14

Кислотность водных растворов принято выражать с помощью водородного показателя рН; рН = - lg [Н⁺].

Приблизительно кислотность раствора можно определить с помощью специальных реактивов – индикаторов. Это органические вещества, которые изменяют окраску в зависимости от рН.

Гидролиз солей

В общем случае под гидролизом понимают реакции обменного разложения между веществом и водой. Гидролизу подвержены соединения различных классов, мы рассмотрим один из практически важных случаев – гидролиз солей. Здесь возможны несколько вариантов.

Соль сильного основания и сильной кислоты:

KCl + H₂O → KOH + HCl

K⁺ + Cl^- + H₂O → K⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^-

H₂O → H⁺ + OH^-

Такие соли гидролизу не подвергаются.

Соль сильного основания и слабой кислоты:

CH₃COONa + H₂O → CH₃COOH + NaOH

Na⁺ + CH₃COO^- + H₂O → Na⁺ + OH^- + CH₃COOH

CH₃COO^- + H₂O → OH^- + CH₃COOH

В данном случае гидролизу подвергается анион соли, поэтому растворы таких солей имеют щелочную реакцию, рН > 7.

Гидролиз – процесс обратимый, в растворах устанавливается равновесие, которое характеризуется константой равновесия или константой гидролиза:

MA + H₂O ↔ HA + MOH K = ([HA]∙[MOH])/ ([MA]∙[H₂O])

K∙[H₂O] = K_г K_г = ([HA]∙[MOH])/[MA]

Для рассматриваемого случая К_г = К_w /К_кисл, таким образом, чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу её соли.

Соль сильной кислоты и слабого основания:

NH₄NO₃ + H₂O → NH₄OH + HNO₃

NH₄⁺ + NO₃^- + H₂O → NH₄OH + H⁺ + NO₃^-

NH₄⁺ + H₂O → NH₄OH + H⁺

Гидролизуется катион соли, раствор имеет кислую реакцию, рН < 7. К_г = K_w/К_осн. Чем слабее основание (чем меньше его константа диссоциации), тем больше величина константы гидролиза.

Соль слабой кислоты и слабого основания:

CH₃COONH₄ + H₂O → CH₃COOH + NH₄OH

К_г = K_w/(К_кисл∙К_осн)

Гидролизу подвергается и катион и анион соли. Реакция раствора может быть различной, это зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и основания: если К_кисл > К_осн, то среда слабокислая, если К_кисл < К_осн, то среда слабощелочная.

В случае соли многоосновной кислоты или многокислотного основания гидролиз протекает ступенчато. Каждая ступень характеризуется своей константой гидролиза, причём, К_г1 > К_г2 >> К_г3 . Таким образом, гидролиз проходит по первой, в меньшей степени по второй и редко по третьей ступени.