Ионообменные реакции

Для растворов электролитов характерно протекание реакций без изменения степени окисления, в ходе которых происходит простой обмен ионами. Прежде всего это реакции взаимодействия сильных кислот с сильными основаниями:

1) HCl + NaOH = NaCl + H₂O ,

2) HNO₃ + Ba(OH)₂ = Ba(NO₃)₂ + 2H₂O.

В этих реакциях некоторые ионы совершенно не изменяются. Например, в первой реакции это ионы Cl^- и Na⁺ . Действительно, в растворе HCl, NaOH и NaCl - сильные электролиты, то есть существуют в виде ионов:

Н⁺ + Cl^- + Na⁺ +ОН^- = Cl^- + Na⁺ + H₂O.

Сокращая одинаковые ионы слева и справа, получаем ионную реакцию нейтрализации сильной кислоты сильным основанием:

Н⁺ + ОН^- = H₂O ,

которая имеет место в приведённых выше реакциях нейтрализации сильных кислот сильными основаниями. Движущей силой этой реакции является образование слабодиссоциирующей молекулы H₂O. Она характеризуется константой равновесия: .

Если хотя бы один из реагентов - слабая кислота или слабое основание, то сущность реакции выражается другими ионными уравнениями:

HNO₂ + Ba(OH)₂ = Ba(NO₂)₂ + H₂O,

HNO₂ + OH^- = NO₂^- + H₂O,

HNO₃ + NH₄OH = NH₄⁺ + NO₃^- + H₂O,

Н⁺ + NH₄OH = NH₄⁺ + H₂O,

и характеризуются константами равновесия:

и ,

в которых, кроме образования воды, играет роль диссоциация слабо- диссоциирующего соединения (HNO₂ и NH₄OH - в приведенных примерах).

Другие обменные реакции также сопровождаются образованием слабых электролитов – слабодиссоциирующих осадков и молекул (что и является движущей силой этих реакций):

Na₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = 2NaNO₃ + BaSO₄¯ ,

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄¯ .

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂CO₃ ( Н₂О + СО₂­),

СО₃^2- + 2Н⁺ = H₂CO₃ ( Н₂О + СО₂­).

Пример 16. Записать в ионно-молекулярной форме уравнение реакций между следующими веществами:

а) Н₂SO₄ и Fe(OH)₃; б) Na₂CO₃ и HCl.

;

Решение. Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении образования малорастворимых веществ, осадков (см. табл. 6.2), газов или молекул слабых электролитов (см. табл. 6.3). Запишем уравнение реакции:

а) 2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃+ 6H₂O.

Так как Fe(OH)₃ - малорастворимое вещество, а Н₂О - слабый электролит, их записываем в молекулярной форме:

2Fe(OH)₃ + 6H⁺ + 3SO₄^2- = 2Fe³⁺ + 3SO₄^2- + 6H₂O.

Ионы, не участвующие в реакции, сокращаются. Конечное уравнение имеет вид

Fe( OH)₃ + 6H⁺ = 2Fe³⁺ + 6H₂O.

б) В результате реакции Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂CO₃

получается кислота, которая в момент образования распадается на СО₂ и Н₂О.

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

Конечное уравнение имеет вид CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂ +H₂O.

Пример 17. По ионно-молекулярной реакции Pb²⁺ + S^2- = PbS ¯ составьте два молекулярных уравнения.

Решение. В левой части указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, из табл. 6.2 выбираем электролиты, содержащие эти ионы:

Pb(NO₃)₂ + Na₂S = ¯PbS + 2NaNO₃ или

Pb(CH₃COO)₂ + (NH₄)₂S = ¯PbS + 2CH₃COONH₄ .

Часто возникает необходимость быстрой качественной оценки силы оснований и кислот без использования соответствующих табличных данных. Поэтому полезно сформулировать несколько простейших правил, пригодных для растворов обычных (~ 0,1М) концентраций.

1.Сильными являются основания, образованные щелочными, щелочно-земельными металлами и Tl⁺, причем их сила возрастает с ростом атомной массы и радиуса катиона. Остальные основания – слабые.

2.Сила оснований уменьшается с увеличением заряда катиона. Таким образом, с учетом правил 1 и 2 основания Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺ - довольно сильные, их сила уменьшается в этом ряду; основание Mg(OH)₂ - средней силы, а Be(OH)₂ - слабое.

3.Сила бескислородных кислот возрастает с уменьшением энергии связи Н-Э и уменьшением отрицательного заряда Э^n-.

Таким образом, в ряду HF, HCl, HBr, HI сила кислоты возрастает (HF - слабая кислота, хотя она и весьма активна во многих реакциях, например, растворяет стекло, кварц!); однако, HF все же сильнее, чем H₂O, и тем более чем H₃N.

4.В случае кислородных кислот общей формулы можно сформулировать несколько правил:

Таблица 6.2.