| Поиск по сайту: |
|
|
1.2. Обменные реакции в растворах электролитов
В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми веществами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. Например, уравнения реакций нейтрализации сильных кислот щелочами
HClO4 + NaOH →NaClO4 + H2O,
2HNO3 + Ba(OH)2 → Ba(NO3)2 + 2H2O,
выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением
H+ + OH– → H2O,
из которого следует, что сущность этих процессов сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов малодиссоциированного электролита – воды. Аналогично уравнения реакций
BaCl2 +H2SO4 → BaSO4 + 2HCl,
Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaNO3
выражают один и тот же процесс образования из ионов Ва2+ и SO42— осадка малорастворимого электролита – сульфата бария
Ва2+ + SO42– → BaSO4↓.
На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей
CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl.
Суть этой реакции более точно отражается ионно-молекулярным уравнением, где формулы слабых электролитов записаны в виде молекул, а сильных – в виде ионов
CH3COO– + Na+ + H+ + Cl– → CH3COOH + Na+ + Cl– ,
или в сокращенном виде
CH3COO– + H+ → CH3COOH.
Аналогично протекают реакции между щелочами и солями слабых оснований. Например,
FeSO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + Fe(OH)2↓
Fe2+ + SO42– + 2 Na+ + 2 OH– → SO42– + 2 Na+ + Fe(OH)2↓
Fe2+ + 2 OH– → Fe(OH)2↓.
Таким образом, реакции в растворах электролитов идут до конца если в результате взаимодействия веществ происходит образование осадка, выделение газа и образование слабого электролита. При написании ионно-молекулярных уравнений реакций, слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты – в виде составляющих их ионов.
Все рассмотренные уравнения реакций являются необратимыми т.к. равновесие в них смещено вправо вследствие малой растворимости BaSO4 и Fe(OH)2, образовании уксусной кислоты CH3COOH и воды H2O.
Однако в обменные реакции могут вступать растворы сильных и слабых электролитов, что может приводить к образованию слабых электролитов. Такие реакции являются обратимыми. Например:
FeS + 2HCl 
FeCl2 + H2S.
Запишем его в ионно-молекулярной форме, оставив в виде молекул нерастворимый сульфид железа (FeS) и слабодиссоциируемый газообразный сероводород (H2S). Сильные электролиты (HCl и FeCl2) запишем в виде ионов.
FeS + 2 H+ + 2Cl-
Fe2+ +2Cl- + H2S.
Исключив одинаковые ионы (не участвующие в реакции) в левой и правой частях уравнения, получаем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
FeS + 2 H+ Fe2+ + H2S.
Взаимодействие кислой соли и щелочи приводит к образованию средней соли и воды. Например:
KHCO3 + KOH K2CO3 + H2O.
Запишем полное ионно-молекулярное уравнение
K+ + HCO3–
+ K+ + OH– 2K+ + CO32–
+ H2O.
Исключив одинаковые ионы (не участвующие в реакции) в левой и правой частях уравнения, получаем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
HCO3– + OH– CO32– + H2O.
При взаимодействии основной соли и кислоты образуется средняя соль и вода. Например:
NiOHNO3 + HNO3
Ni(NO3)2 + H2O.
Запишем полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения
NiOH+
+ NO3– + H+ + NO3– Ni2+ + 2 NO3–
+ H2O
NiOH+
+ H+ Ni2+ + H2O.
Амфотерные гидроксиды [Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и др.] растворяются в растворах щелочей с образованием комплексных солей. Например:
Zn(OH)2 + 2KOHK2[Zn(OH)4].
Запишем полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения
Zn(OH)2
+ 2K+ + 2OH–2K + + [Zn(OH)4]2–
Zn(OH)2
+ 2OH– [Zn(OH)4]2–.
В сокращенном ионно-молекулярном уравнении сумма электрических зарядов левой части уравнения всегда равна сумме электрических зарядов правой части уравнения.
© О.А. Нaпилкoва, Н.С. Дoзорцевa
К следующему разделу
К оглавлению