Реакції у розчинах електролітів

Теоретичні зауваження

Згідно з теорією електролітичної дисоціації, реакції у розчинах електроліті відбуваються між іонами. Іонні реакції оборотні. Зміщення хімічної рівноваги відбувається відповідно до правила Бертолле: хімічна рівновага зміщується при зменшенні концентрації іонів за рахунок будь-яких утворення відносно _алодисоційованих молекул або комплексних іонів, малорозчинних або летких сполук.

Розглянемо приклади реакцій, які підлягають правилу Бертолле.

1. Реакції осадження – іонні реакції, що перебігають з утворенням малорозчинних речовин

BaCl₂(р) + Na₂SO₄(р) = BaSO₄(к)↓ + 2NaCl(р), ДР(BaSO₄) = 1,1·10⁻¹⁰;

Ba²⁺+ 2Cl⁻ + 2Na⁺ + SO₄²⁺ = BaSO₄(к)↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓.

Реакції осадження лежать в основі метода осадження, широко застосовують у кількісному аналізі, у санітарно-гігієнічній практиці – при аналізі питних вод.

Тверді речовини мають різну розчинність у воді: від добре розчинних до практично нерозчинних. Малорозчинні речовини знаходяться у воді у вигляді осадів, але незначна частка цих речовин розчиняється і утворює насичений розчин з незнаною концентрацією речовин. Молекули малорозчинного електроліту типу М_mA_n (наприклад, малорозчинної солі) в такому розчині розпадаються на іони і в гетерогенній системі осад ↔ насичений розчин встановлюється рівновага:

М_mA_n ↔ mМⁿ⁺ + nA^m−

Така рівновага характеризується константою рівноваги, яка має назву добуток розчинності. Позначання: К = [M⁺]^m· [A⁻]ⁿ = ДР(М_mA_n).

Добуток розчинності – це добуток рівноважних концентрацій іонів, що утворилися при дисоціації малорозчинної речовини в насиченому розчині, в степенях їх стехіометричних коефіцієнтів. Для даної речовини при постійній температурі добуток розчинності є сталою величиною, яка залежить від концентрації іонів в насиченому розчині. Величина добутку розчинності визначає розчинність речовини: чим менша величина ДР, тим менша розчинність малорозчинної речовині.

2. Реакції з утворенням газоподібних (летких) речовин.

2Н Cl + Na₂СO₃ = Н₂О + СO₂↑ + 2NaCl

2Н⁺ + 2Cl⁻ + 2Na⁺ + СО₃^2- = Н₂О + СO₂↑ + 2Na⁺ + 2Cl⁻.

2Н⁺ + СО₃^2- = Н₂О + СO₂↑.

3. Реакції з утворенням слабких електролітів (малодисоційованих сполук).

а) Реакції нейтралізації – це взаємодія водню і гідроксид-іонів з утворенням молекул води.

КОН + HNO₃ = КNO₃ + HОН, ΔG⁰ = - 80 кДж/моль;

К⁺ + ОН^- + Н⁺ + NO₃⁻= К⁺ + NO₃⁻ + Н₂О.

ОН^- + Н⁺ = Н₂О.

б) Реакції з утворенням малодисоційованих кислот або основ

2KCN + H₂SO₄ = 2HCN + K₂SO₄, K_HCN = 4,9 ٠10⁻¹⁰;

2K⁺ + 2CN⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ = 2HCN + 2K⁺ + SO₄²⁻

2CN⁻ + 2H⁺ = 2HCN

4. Реакції з утворенням комплексних іонів.

ZnCl₂ + 4NH₃ = [Zn(NH₃)₄]Cl₂

Zn²⁺ + 2Cl⁻ + 4NH₃ = [Zn(NH₃)₄]²⁺ + 2Cl⁻

Zn²⁺ + 4NH₃ = [Zn(NH₃)₄]²⁺.

Гідроліз

Гідроліз – це реакція взаємодії з водою (розкладу водою), яка призводить до утворення більш простих або вихідних продуктів.

Гідролізу зазнають хімічні сполуки різних класів: білки, естери (у т.ч. жири), вуглеводи, етери, солі тощо. В неорганічній хімії найчастіше розглядаються реакції гідролізу солей.

Гідроліз солей – це реакція обмінної взаємодії іонів солі з молекулами води, яка супроводжується зміщенням іонної рівновагі води і утворенням слабких електролітів, малорозчинних і газоподібних речовин. Наслідком такого процесу може бути і зміна рН розчинів, в яких проходить гідроліз.

Залежно від типу солі можливі чотири варіанти гідролізу.

1. Сіль, утворена слабкою основою і сильної кислотою. Наприклад, гідроліз NH₄NO₃ відбувається відповідно до рівнянь:

NH₄NO₃ + НОН ↔ NH₄OH + HNO₃;

NH₄⁺ + NO₃⁻ + НОН ↔ NH₄OH + H⁺ + NO₃⁻;

NH₄⁺ + НОН ↔ NH₄OH + H⁺;

Звідси видно, що у цьому випадку утворюється вільна сильна кислота, і розчини таких солей мають кислу реакцію (рН < 7).

Подібно, проте поступово, гідролізують солі з багатозарядними катіонами. При цьому найчастіше утворюється не слабка основа, а основа сіль:

AlCl₃ + HOH ↔ AlOHCl₂ + HCl;

Al³⁺ + 3Cl⁻ + HOH ↔ AlOH²⁺ + 3Cl⁻ + H⁺;

Al³⁺ + HOH ↔ AlOH²⁺ + H⁺ (перша стадія);

AlOHCl₂ + HOH ↔ Al(OH)₂Cl + HCl;

AlOH²⁺ + 2Cl⁻ + HOH ↔ Al(OH)₂⁺ +2 Cl⁻ + H⁺;

AlOH²⁺ + HOH ↔ Al(OH)₂⁺ + H⁺(друга стадія);

Al(OH)₂Cl +HOH ↔ Al(OH)₃ + HCl;

Al(OH)₂⁺ + Cl⁻ +HOH ↔ Al(OH)₃ + H⁺ + Cl⁻;

Al(OH)₂⁺ +HOH ↔ Al(OH)₃ + H⁺ (третя стадія).

Накопичення у розчині іонів H⁺ може змістити рівновагу вліво, що запобігає проходженню гідролізу за другим і тим більше за третім ступенем. Тому гідроліз в основному відбувається за першим ступенем.

2. Сіль, утворена сильною основою і слабкою кислотою. Наприклад:

KCN + HOH ↔ KOH + HCN;

K⁺ + CN⁻ + HOH ↔ K⁺ + OH⁻ + HCN;

CN⁻ + HOH ↔ OH⁻ + HCN.

Як видно, внаслідок гідролізу солі утворюється деякий надлишок іонів OH⁻ і тому розчини солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою, мають лужну реакцію (рН >7).

Солі _ангану_нату_мп кислот гідролізують _ангану_нат:

Na₂CO₃ + HOH ↔ NaHCO₃ + NaOH;

2Na⁺ + CO₃²⁻ + HOH ↔ 2Na⁺ + HCO₃⁻ + OH⁻;

CO₃²⁻ + HOH ↔ HCO₃⁻ + OH⁻ (перша стадія);

NaHCO₃ + HOH ↔ H₂CO₃ + NaOH;

Na⁺ + HCO₃⁻ + HOH ↔ H₂CO₃ + Na⁺ + OH⁻;

HCO₃⁻ + HOH ↔ H₂CO₃ + OH⁻ (друга стадія).

Поява у розчині йонів гідроксилу зсуває рівновагу другої реакції ліворуч, тобто запобігає перебігу гідролізу за другою стадією. Тому гідроліз в основному перебігає лише за першою стадією.