Ионные реакции. Гидролиз

Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.
Правила составления ионных уравнений реакций
1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.
2. В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.
3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
4. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.
Порядок составления ионных уравнений реакции
1. Записывают молекулярное уравнение реакции
MgCl2 + 2AgNO3 ® 2AgCl + Mg(NO3)2
2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости

p
p
H
p
MgCl2 + 2AgNO3 ® 2AgCl + Mg(NO3)2


3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции:
MgCl2 « Mg2+ + 2Cl-
AgNO3 « Ag+ + NO3-
Mg(NO3)2 « Mg2+ + 2NO3- 4. Записывают полное ионное уравнение реакции
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-
5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-



Ag+ + Cl- ® AgCl¯


Условия необратимости реакций ионного обмена
1. Если образуется осадок
Pb(NO3)2 + 2KI ® PbI2¯ + 2KNO3
Pb2+ + 2I- ® PbI2¯
2. Если выделяется газ (­)
Na2CO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + CO2­
CO32- + 2H+ ® H2O + CO2­
3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O)
Ca(OH)2 + 2HNO3 ® Ca(NO3)2 + 2H2O
H+ + OH- ® H2O
4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы)
CuSO4

  • 5H2O + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O

Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+
В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы «.

Растворимость солей, кислот и оснований в воде


Таблица. Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде

Катион
анион
H+ NH4+ K+ Na+ Ag+ Ba2+ Ca2+ Mg2+ Zn2+ Cu2+ Hg2+ Pb2+ Fe2+ Fe3+ Al3+
OH-
P P P - P M M H H - H H H H
NO3- P P P P P P P P P P P P P P P
Cl- P P P P H P P P P P P M P P P
S2- P P P P H P - - H H H H H H -
SO32- P P P P M M M P M - - H M - -
SO42- P P P P M H M P P P - M P P P
CO32- P P P P H H H H H - H H H - -
SIO32- H - P P H H H H H - - H H - -
PO43- P P P P H H H H H H H H H H H
CH3COO- P P P P P P P P P P P P P P P


P - растворимое ( >1 г в 100 г воды);
M - малорастворимое (0,001 г - 1г в 100 г воды);
H - нерастворимое (< 0,001 г в 100 г воды);
- - разлагается водой или не существует.

Ионное произведение воды

Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует на ионы по реакции:
H2O « H+ + OH-
K = ([H+][OH-]) / [H2O] = 1,8

  • 10-16 (при 22°С)

В знаменателе дроби - концентрация недиссоциированных молекул воды, которую можно считать постоянной и определить в 1 л, приняв массу 1 л воды за 1000 г.
[H2O] = 1000 / 18 = 55,56 молей
Тогда
K = ([H+][OH-]) / 55,56 = 1,8

  • 10-16

или ([H+][OH -] = 1

  • 10-14 (ионное произведение воды)



pH раствора
Величина pH используется для характеристики кислотности раствора. Если концентрация ионов водорода равна [H+], то
pH = -lg [H+]
В чистой воде [H+] = [OH-] = 10-7
В кислых растворах [H+] > [OH-] и pH < 7

например, в 10-3 М растворе HCl
pH = 3

В щелочных растворах
[H+] < [OH-] и pH > 7
например, в 10-2 М растворе NaOH
pOH = -lg2

  • 10-2 = 2 - lg2 = 1,7

pH = 14 - pOH = 14 - 1,7 = 12,3

Для более точного определения значения pH растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый "Универсальный индикатор Кольтгоффа"). Полоску индикаторной бумаги обмакивают в исследуемый раствор, кладут на белую непромокаемую подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для pH:

Реакция
раствора
сильно-
кислая
слабо-
кислая
¯ слабо-
щелочная
сильно-
щелочная
¬ нейтральная ®
Усиление кислотности среды
Усиление основности среды






Определение гидролиза

Гидролиз - это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. (В общем случае обменное взаимодействие растворённого вещества с растворителем носит название - сольволиз).
В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.
Большинство реакций гидролиза - обратимы:

Pb(NO3)2 + H2O « Pb(OH)(NO3) + HNO3
Na2HPO4 + H2O « NaH2PO4 + NaOH

Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:
Al2S3 + 6H2O « 2Al(OH)3¯ + 3H2
Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:
1) свойств ионов, образующих соль;
2) внешних факторов.
Отсутствие гидролиза в растворах
Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiBr, K2SO4, NaClO4, BaCl , Ca(NO3)2 и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (pH = 7). Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли (CaCO3, Mg3(PO4)2 и др.) из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах этих солей.

Гидролиз по катиону
Соли слабого основания и сильной кислоты гидролизуются по катиону:
NH4Cl + H2O « NH4OH + HCl
В ионной форме: NH4+ + H2O « NH4OH + H+
Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом протекает ступенчато, через стадии образования основных солей:

1 ступень: Al(NO3)3 + H2O « Al(OH)(NO3)2 + HNO3
Al3+ + H2O « [Al(OH)]2+ + H+
2 ступень:
Al(OH)(NO3)2 + H2O « Al(OH)2(NO3) + HNO3
[Al(OH)]2+ + H2O « [Al(OH)2]+ + H+3 ступень: Al(OH)2(NO3) + H2O « Al(OH)3 + HNO3
[Al(OH)2]+ + H2O « Al(OH)3 + H+
Гидролиз протекает достаточно сильно по первой ступени, слабо - по второй ступени и совсем слабо - по третьей ступени (ввиду накопления ионов водорода, процесс смещается в сторону исходных веществ). Более полному гидролизу способствует разбавление раствора и повышение температуры. (В этом случае можно учитывать гидролиз и по третьей ступени.)
При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7.
Гидролиз по аниону
Соли, образованные сильным основанием и слабой (ассоциированной) кислотой гидролизуются по аниону:
CH3COOK + H2O « CH3COOH + KOH
В ионной форме: CH3COO- + H2O « CH3COOH +OH-
Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием кислых солей):

1 ступень: K2CO3 + H2O « KHCO3 + KOH
CO2-3 + H2O « HCO3- + OH-
2 ступень: KHCO3 + H2O « H2CO3+ KOH
HCO3- + H2O « H2CO3 + OH-
Первая ступень гидролиза протекает достаточно сильно, а вторая - слабо, о чём свидетельствует pH раствора карбоната и гидрокарбоната калия. (Лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образующейся кислой соли). Поскольку при взаимодействии с водой анионов слабых кислот образуются ионы OH-, водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7).

Гидролиз по катиону и аниону
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону:
CH3COONH4 + H2O « CH3COOH + NH4OHили в ионной форме: CH3COO- + NH4+ + H2O « CH3COOH + NH4OH
Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его образуются и слабое основание, и слабая кислота.
Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, т.е. от их констант диссоциации (KD).

Если KD(основания) > KD(кислоты) , то pH > 7;
если KD(основания) < KD(кислоты), то pH < 7.

В случае гидролиза CH3COONH4:
KD(NH4OH) = 6,3

  • 10-5; KD(CH3COOH)=1,8 10-5


поэтому реакция водного раствора этой соли будет слабощелочной, почти нейтральной (pH = 7-8).
Если основание и кислота, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то в этом случае гидролиз соли протекает необратимо:
Al2S3 + 6H2O « 2Al(OH)3¯ + 3H2S­ Поэтому сульфид алюминия не может существовать в виде водных растворов, может быть получен только "сухим способом", например, из элементов при высокой температуре:
2Al + 3S -t°® Al2S3
и должен храниться в герметических сосудах, исключающих попадание влаги.
Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом
К числу таких реакций относятся взаимодействия солей двухвалентных катионов (кроме Ca2+, Sr2+, Ba2+) с водными растворами карбонатов натрия или калия, сопровождающиеся образованием осадков менее растворимых основных карбонатов
2Cu(NO3)2 + 2Na2CO3 + H2O ® Cu2(OH)2CO3¯ + 4NaNO3 + CO2­
А также реакции взаимодействия солей Al3+, Cr3+ и Fe3+ (*При взаимодействии водных растворов солей трёхвалентного железа с сульфидами щелочных металлов протекает окислительно-восстановительная реакция: 2Fe3+ + S2- ® 2Fe2+ + S0) с водными растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов:
2AlCl + 3Na2CO3 + 3H2O ® 2Al(OH)3¯ + 3CO2­ + 6NaCl
Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O ® 2Cr(OH)3¯ + 3H2S­ + 3Na2SO4


Количественные характеристики реакции гидролиза
Степень гидролиза (aгидр.) - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах):
aгидр. = ([C]гидр. / [C]раств.

)

  • 100%

Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание) (в определённых равных условиях).

Другие записи