Реакції обміну в розчинах електролітів

Правила складання йонно-молекулярних рівнянь реакцій:

- Сильні кислоти, сильні основи та розчинні у воді солі записують у вигляді йонів, оскільки вони у розчинах повністю дисоціюють на йони.

- Малодисоційовані сполуки, до яких належать слабкі електроліти, практично нерозчинні (малорозчинні) та леткі речовини, записують у вигляді молекул, тому що вони у розчинах дисоціюють на йони дуже незначною мірою. Малорозчинні та практично нерозчинні у воді сполуки в таблиці Д.5 позначені буквами „м” та „н”.

Приклад 6. Розглянемо реакції, внаслідок перебігу яких утворюються слабкі електроліти, на прикладі взаємодії у розчині між нітратною кислотою та калій гідроксидом.

Складаємо рівняння реакції у молекулярному вигляді:

HNO₃ + KOH = KNO₃ + H₂O

У повному йонно-молекулярному рівнянні реакції сильну кислоту HNO₃, сильну основу KOH та розчинну у воді середню сіль KNO₃ записуємо у вигляді йонів, а слабкий електроліт Н₂О – у вигляді молекул:

Н⁺ + NO₃^– + K⁺ + OH^– = K⁺ + NO₃^– + H₂O

Виключаємо з обох частин рівняння однакові йони, тобто йони, що не беруть участь в реакції (вони підкреслені). Записуємо скорочене йонно-молекулярне рівняння реакції:

Н⁺ + ОН^– = Н₂О

Реакція фактично зводиться до взаємодії йонів Н⁺ з йонами ОН^– з утворенням молекул Н₂О. Ця реакція є практично необоротною, тобто відбувається у напрямку зв’язування йонів в молекули слабкого електроліту, яким є вода.

Приклад 7. Розглянемо реакції, внаслідок перебігу яких утворюються нерозчинні у воді сполуки, на прикладі взаємодії у розчинах:

а) між арґентум нітратом та хлоридною кислотою;

б) між цинк хлоридом та натрій гідроксидом.

Складаємо рівняння цих реакцій у молекулярному вигляді:

а) AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃ ,

б) ZnCl₂ + 2NaOH = Zn(OH)₂ + 2NaCl

В наведених реакціях арґентум хлорид та цинк гідроксид є нерозчинними у воді сполуками, тому їх записуємо у вигляді молекул. Всі інші сполуки, а саме, розчинні у воді середні солі AgNO₃, ZnCl₂, NaCl, сильні кислоти HCl та HNO₃, сильну основу NaOH записуємо у вигляді йонів:

а) Ag⁺ + NO₃^– + H⁺ + Cl^– = AgCl + H⁺ + NO₃^– _,

б) Zn²⁺ + 2Cl^– + 2Na⁺ + 2OH^– = Zn(OH)₂ + 2Na⁺ + 2Cl^–

Виключаючи однакові йони з обох частин рівнянь, можна зробити висновок, що фактично реакція а) відбувається між йонами Ag⁺ та Cl^–; реакція б) зводиться до взаємодії йонів Zn²⁺ з йонами ОН^–, а решта йонів участь в реакціях не бере:

а) Ag⁺ + Cl^– = AgCl ,

б) Zn²⁺ + 2OH^– = Zn(OH)₂

Отже, ці реакції є практично необоротними і відбуваються у напрямку зв’язування йонів у нерозчинні у воді сполуки AgCl та Zn(OH)₂.

Приклад 8. Прикладом реакцій, внаслідок перебігу яких утворюються леткі речовини, є реакція взаємодії калій сульфіду з хлоридною кислотою, яка відбувається у розчині за рівнянням:

K₂S + 2HCl = 2KCl + H₂S↑

Розчинні у воді середні солі K₂S та KCl, сильну кислоту HCl записуємо у вигляді йонів, а летку речовину сірководень Н₂S – у вигляді молекул:

2K⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^– = 2K⁺ + 2Cl^– + H₂S

Скорочене йонно-молекулярне рівняння реакції одержуємо після виключення однакових йонів з обох частин рівняння:

2H⁺ + S^2– = H₂S

Реакція є практично необоротною і відбувається у напрямку зв’язування йонів в молекули леткої речовини H₂S.

Приклад 9. Зміщення рівноваги в розчинах електролітів розглянемо на прикладі таких реакцій.

а) Реакція взаємодії нітритної кислоти НNO₂ з калій гідроксидом у розчині відбувається за рівнянням:

HNO₂ + KOH KNO₂ + H₂O

У вигляді молекул запишемо нітритну кислоту та воду, тому що це слабкі електроліти, а сильну основу KOH та розчинну у воді середню сіль КNO₂ – у вигляді йонів:

HNO₂ + K⁺ + OH^– K⁺ + NO₂^– + H₂O

Виключаємо з обох частин рівняння йони К⁺, які не беруть участь в реакції, і записуємо скорочене йонно-молекулярне рівняння реакції:

HNO₂ + OH^– NO₂^– + H₂O

Ця реакція є оборотною: пряма реакція відбувається у напрямку утворення слабкого електроліту Н₂О, а зворотна – у напрямку утворення слабкого електроліту HNO₂. Але вода є більш слабким, тобто менш дисоційованим електролітом (К(H₂O)=1,810^-16), ніж нітритна кислота (К(HNO₂)=410^-4). Отже, зв’язування йонів Н⁺ в молекули Н₂О відбувається більш повною мірою, ніж в молекули HNO₂. Тому рівновага реакції зміщена у напрямку утворення більш слабкого електроліту, яким є H₂O.

б) Кисла сіль калій гідрогенкарбонат реагує з натрій гідроксидом, як кислота, утворюючи середні солі – калій карбонат та натрій карбонат:

2KHCO₃ + 2NaOH K₂CO₃ + Na₂CO₃ + 2H₂O

Розчинна у воді кисла сіль KHCO₃ за першим ступенем дисоціює на йони K⁺ та HCO₃^– повністю, а йон HCO₃^– дисоціює частково, тобто є слабким електролітом. Враховуючи, що HCO₃^– та Н₂О є слабкими електролітами, NaOH – сильна основа, а середні солі K₂CO₃ і Na₂CO₃ – розчинні у воді, записуємо йонно-молекулярне рівняння реакції у повному та скороченому вигляді:

2K⁺ + 2HCO₃^– + 2Na⁺ + 2OH^– 2K⁺ + CO₃^2– + 2Na⁺ + CO₃^2– + 2H₂O

2HCO₃^– + 2OH^– 2CO₃^2– + 2H₂O

HCO₃^– + OH^– CO₃^2– + H₂O

Реакція є оборотною, але рівновага реакції зміщена у напрямку утворення води, тому що Н₂О є більш слабким, тобто менш дисоційованим електролітом (К(H₂O) = 1,810^–16), ніж HCO₃^– (К(HCO₃^–) = 4,710^–11).

в) Якщо до розчину, який містить осад аргентум хлориду білого кольору, додати розчин калій йодиду, то осад набуває жовтого кольору, який притаманний нерозчинному у воді аргентум йодиду AgІ. Це свідчить про перетворення аргентум хлориду на аргентум йодид за рівнянням:

AgCl↓ + КІ AgІ↓ + КCl

Нерозчинні у воді сполуки AgCl та AgІ записуємо у вигляді молекул, а розчинні у воді середні солі КІ та КCl – у вигляді йонів:

AgCl + К⁺ + І^– AgІ + К⁺ + Cl^–

Виключаємо з обох частин рівняння йони К⁺ і одержуємо скорочене йонно-молекулярне рівняння реакції:

AgCl + І^– AgІ + Cl^–

Оскільки осад стає жовтим, то можна зробити висновок, що рівновага зміщується у напрямку утворення AgІ. Це свідчить про те, що зв’язування йонів Ag⁺ у сполуку AgІ відбувається більш повною мірою, ніж у сполуку AgCl, тобто AgІ є менш розчинною сполукою, ніж AgCl.

г) Реакція взаємодії магній гідроксиду з розчином сульфатної кислоти відбувається за рівнянням:

Mg(OH)₂ + H₂SO₄ = MgSO₄ + 2H₂O

Нерозчинну у воді основу Mg(OH)₂ та слабкий електроліт H₂O слід записувати у вигляді молекул. Сульфатну кислоту та розчинну у воді середню сіль MgSO₄ записуємо у вигляді йонів:

Mg(OH)₂ + 2H⁺ + SO₄^2– = Mg²⁺ + SO₄^2– + 2H₂O

Виключаючи йони SO₄^2– з обох частин рівняння, записуємо скорочене йонно-молекулярне рівняння реакції:

Mg(OH)₂ + 2H⁺ = Mg²⁺ + 2H₂O

Рівновага зміщується у напрямку утворення менш дисоційованої сполуки, якою є вода, і при додаванні достатньої кількості кислоти осад магній гідроксиду повністю розчиняється, тобто реакція стає необоротною.

Приклад 10. Розглянемо, чи відбувається взаємодія між речовинами, якщо не очікується утворення малодисоційованих сполук, наприклад, чи відбувається реакція взаємодії між натрій хлоридом та калій нітратом у розчині за рівнянням:

NaCl + KNO₃ = NaNO₃ + KCl

Всі ці середні солі добре розчиняються у воді і тому їх записують у вигляді йонів:

Na⁺ + Cl^– + K⁺ + NO₃^– = Na⁺ + NO₃^– + K⁺ + Cl^–

Оскільки йони змін не зазнають, то це означає що реакція не відбувається.

З розглянутих вище прикладів можна зробити такі висновки:

- Реакції відбуваються лише в тих випадках, якщо внаслідок їх перебігу утворюються малодисаційовані сполуки, тобто реакції відбуваються у напрямку утворення слабких електролітів, нерозчинних у воді або летких речовин.

- Реакція неможлива, якщо серед очікуваних продуктів реакції немає малодисоційованих сполук.

- Реакції є оборотними, якщо малодисоційовані сполуки є і серед вихідних речовин, і серед продуктів реакції.

- Рівновага оборотної реакції зміщується у напрямку більш повного зв’язування йонів у малодисоційовані сполуки, тобто у напрямку утворення більш слабкого електроліту, менш розчинної та більш леткої речовини.

- Реакція стає необоротною, якщо малодисоційована сполука є єдиною серед учасників реакції.

Гідроліз солей

Гідроліз солей – це взаємодія йонів солей з водою, що призводить до утворення малодисоційованих сполук, до яких належать слабкі електроліти, практично нерозчинні у воді та леткі речовини.

Будь-яку сіль можна уявити як продукт взаємодії основи і кислоти. В залежності від того, якими електролітами: сильними чи слабкими є ці кислота і основа – розрізняють такі випадки гідролізу солей.