ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ

Теория электролитической диссоциации признает, что все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. А поскольку при взаимодействии ионов энергия активации очень мала, то такие реакции протекают с очень большими скоростями.

Реакции в водных растворах электролитов изображаются в виде ионных уравнений.

При составлении ионных уравнений реакций следует вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображать в виде молекул. Знак ↓, стоящий при формуле вещества, обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде осадка; знак ↑ обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные растворимые электролиты пишутся в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Если при таких реакциях не происходит изменение зарядов ионов (не изменяется степень окисления), то они называются ионообменными.

Правило Бертолле: равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений.

В соответствии с этим направление реакций ионного обмена определяется следующим эмпирическим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования осадков, газов, слабых электролитов, комплексных ионов.

1) Образование осадков:

AgNO₃ + NaCl ® AgCl¯ + NaNO₃

(молекулярное уравнение)

В растворе: Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- ® AgCl¯ + Na⁺ + NO₃^-

(полное ионно-молекулярное уравнение)

Исключим ионы, которые не взаимодействуют, тогда уравнение имеет вид:

Ag⁺ + Cl^- ® AgCl¯.

(сокращенное ионно-молекулярное уравнение)

2) Образование газов:

Na₂S + H₂SO₄ ® H₂S­ + Na₂SO₄;

2Na⁺ + S^2- + 2H⁺ + SO₄^2- ® H₂S­ + 2Na⁺ + SO₄^2-;

2H⁺ + S^2- ® H₂S­.

3) Образование слабых электролитов:

А)Образование воды. Реакция, протекающая с образованием воды при взаимодействии ионов водорода (точнее, ионов гидроксония) и гидроксид-ионов, называется реакцией нейтрализации.

NaOH + HCl ® H₂O + NaCl

Na⁺+OH^- + H⁺+Cl^- ® H₂O + Na⁺+Cl^-

OH^- + H⁺ ® H₂O

Б) Образование слабого основания.

NH₄Cl + KOH ® NH₄OH + KCl

NH₄⁺ + Cl^- + K⁺ + OH^- ® NH₄OH + K⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + OH^- ® NH₄OH.

В) Образование слабой кислоты.

2СH₃COONa + H₂SO₄ ® 2CH₃COOH + Na₂SO₄

2СH₃COO^- + 2Na⁺ + 2H⁺ + SO₄^2- ® 2CH₃COOH + 2Na⁺ + SO₄^2-

CH₃COO^- + H⁺ ® CH₃COOH.

Г) Образование комплексных соединений (ионов).

FeCl₂ + 6KCN = K₄[Fe(CN)₆] + 2KC1

Fe²⁺+2Cl^- + 6K⁺+6CN^- = 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4- + 2K⁺+2C1^-

Fe²⁺ + 6CN^- = [Fe(CN)₆]^4-.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз солей – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабого электролита. Катион или анион соли (или оба вида ионов одновременно) могут связывать соответственно гидроксид анион ОН^- или катион водорода Н⁺ воды (либо те и другие) с образованием малодиссоциирующего соединения (основания, кислоты, гидроксокатиона основной соли, гидроаниона кислой соли, малорастворимого соединения). Гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Соли, содержащие катионы сильных оснований и анионы сильных кислот в водных растворах практически не гидролизуются, так как в системе имеется лишь один слабый электролит Н₂О, поэтому отсутствует возможность связывания ионов Н⁺ и ОН^- воды ионами соли.

Гидролиз солей – процесс обратимый, однако если продукты гидролиза покидают сферу реакции (выделяются в виде осадка или газа), то гидролиз протекает необратимо.

При составлении ионно-молекулярных уравнений реакции гидролиза следует: определить силу основания и кислоты, образующих данную соль; записать уравнение диссоциации соли и сделать вывод о том, какой ион (или ионы) гидролизуются; написать ионно-молекулярное уравнение гидролиза, учитывая, что вода – слабый электролит и что сумма зарядов должна быть одинаковой в обоих частях уравнения. Следует также учитывать, что гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями (например, Na₂S, K₃PO₄, Na₂SO₃, K₂CO₃) или солей, образованных слабыми многокислотными основаниями и сильными кислотами (например, Cu(NO₃)₂, CuCl₂, AlCl₃, ZnSO₄) протекает ступенчато в соответствии с величиной заряда аниона или катиона. Но в обычных условиях практически протекает только первая ступень гидролиза, так как в результате ее образуется наиболее слабый электролит (гидроанион или гидроксокатион) из образующихся слабых электролитов по всем стадиям гидролиза. Также при первой стадии гидролиза в растворе создается значительная концентрация продуктов гидролиза – ионов ОН^- или Н⁺, подавляющих следующие стадии гидролиза и смещая их равновесие, согласно принципу Ле - Шателье, практически нацело влево. При нагревании и разбавлении раствора гидролиз усиливается и становятся заметными следующие стадии гидролиза.