Реакции обмена в растворах электролитов

В водных растворах все реакции обмена между электролитами, протекающие без изменения степени окисления, являются реакциями между ионами. Направление таких реакций определяется уменьшением концентрации реагирующих ионов. Последнее может привести к необратимой или обратимой реакции обмена.

Если в результате взаимодействия ионов образуются

• малорастворимые электролиты, выпадающие в осадок,

• газы,

• растворимые слабые электролиты,

• комплексные ионы,

то такие реакции практически идут до конца и называются необратимыми. Необратимые реакции сопровождаются уменьшением энергии Гиббса.

Реакции, в которых хотя бы одно из исходных и конечных веществ – растворимый слабый электролит или малорастворимый электролит в виде осадка, протекают не до конца и называются обратимыми. Равновесие этих реакций смещено в сторону образования более слабого (с меньшей Кд) или менее растворимого (с меньшим ПР) электролита. К обратимым реакциям обмена применим принцип Ле Шателье. Изменение энергии Гиббса таких реакций может быть меньше нуля, больше нуля или примерно равно нулю.

Сущность происходящего процесса в реакциях обмена выражается ионно-молекулярными уравнениями. В ионно-молекулярных уравнениях растворимые сильные электролиты записывают в виде ионов, а растворимые слабые электролиты, малорастворимые вещества и газы – в виде молекул.

Пример 3. Составьте сокращенные ионно-молекулярные уравнения для реакций

1. HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O;

2. HNO₃ + NН₄OH = NН₄NO₃ + H₂O;

3. NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O;

4. FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S.

Определите тип реакции (обратимая/необратимая). Для обратимого процесса определите направление смещения равновесия.

Реакция 1.

Вещество	Класс	Электролит
HNO3	Кислота	Кд = 3,7 > 1	Сильный	Диссоциирует
NaOH	Основание	Кд = 5,9 > 1	Сильный	Диссоциирует
NaNO3	Соль средняя	Растворима	Сильный	Диссоциирует
H2O		Кд = 1,8∙10−16<1	Слабый	Не диссоциирует

Записываем уравнение в ионно-молекулярном виде:

H⁺ + + Na⁺ + OH⁻ = Na⁺ + + H₂O.

Сокращаем одинаковые частица в левой и правой частях уравнения. Записываем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

H⁺ + OH⁻ → H₂O.

Слабый электролит (вода) находится только в одной части уравнения, следовательно, реакция необратимая.

Реакция 2.

Вещество	Класс	Электролит
HNO3	Кислота	Кд = 3,7 > 1	Сильный	Диссоциирует
NН4OH	Основание	Кд = 1,79∙10−5 > 1	Слабый	Не диссоциирует
NН4NO3	Соль средняя	Растворима	Сильный	Диссоциирует
H2O		Кд = 1,8∙10−16<1	Слабый	Не диссоциирует

Записываем уравнение в ионно-молекулярном виде:

H⁺ + + NН₄OH = + + H₂O.

Сокращаем одинаковые частица в левой и правой частях уравнения. Записываем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

H⁺ + NН₄OH ↔ + H₂O.

Слабые электролиты содержатся и в левой (NН₄OH, Кд = 1,79∙10⁻⁵), и в (H₂O, Кд = 1,8∙10⁻¹⁶) правой части уравнения, следовательно, реакция обратимая. Равновесие обратимого процесса будет смещено к воде как к более слабому электролиту

Реакция 3.

Вещество	Класс	Электролит
NаHSO4	Соль кислая
NaOH	Основание	Кд = 5,9 > 1	Сильный	Диссоциирует
Nа2SO4	Соль средняя	Растворима	Сильный	Диссоциирует
H2O		Кд = 1,8∙10−16<1	Слабый	Не диссоциирует

Диссоциация кислых и основных солей протекает ступенчато.

1. NаHSO₄ ↔ Na⁺ + ;

2. ↔ H⁺ + .

Первая ступень – разрушение полярной связи, аналогичной связям в соответствующей средней соли Nа₂SO₄, т.е. по первой ступени процесс протекает. Вторая ступень диссоциации будет совпадать со второй ступенью диссоциации соответствующей кислоты (или основания для основных солей). В рассматриваемом случае – с Н₂SO₄:

1. H₂SO₄ ↔ Н⁺ + ; = 1,0 10³;

2. ↔ H⁺ + ; = 1,2∙10⁻²<1 (слабый электролит, не диссоциирует).

Следовательно, в водном растворе кислая соль будет диссоциировать только по первой ступени.

Na⁺ + + Na⁺ + OH⁻ = 2 Na⁺ + + H₂O,

+ OH⁻ ↔ + H₂O,

И в исходных веществах ( , = 1,2∙10⁻²), и в продуктах реакции (H₂O, Кд = 1,8∙10⁻¹⁶) содержатся слабые электролиты, следовательно, реакция обратима, равновесие смещено вправо – в сторону воды.

Реакция 4.

Вещество	Класс	Электролит
FeS	Средняя соль	Нерастворима ПРFeS=5,0∙10−18	Слабый	Не диссоциирует
HCl	Кислота	Кд = 1∙107 > 1	Cильный	Диссоциирует
FeCl2	Средняя соль	Растворима	Сильный	Диссоциирует
H2S	Кислота	= 6,84∙10−23	Слабый	Не диссоциирует

Составляем полное и сокращенное ионно-молекулярные уравнения:

FeS + 2 H⁺ + 2 Cl⁻ = Fe²⁺ + 2 Cl⁻ + H₂S;

FeS + 2 H⁺ ↔ Fe²⁺ + H₂S.

Реакция обратима, т.к. слабые электролиты содержатся в обеих частях уравнения: в исходных веществах – нерастворимая соль FeS (ПР_FeS=5,0∙10⁻¹⁸), выпадающая в осадок, в продуктах – слабая кислота H₂S ( = 6,84∙10⁻²³). Реакция преимущественно будет протекать в сторону образования более слабого электролита – кислоты H₂S (6,84∙10⁻²³ < 5,0∙10⁻¹⁸). Т.е. сульфид железа можно растворить в соляной кислоте.