3.Напишите уравнение реакции гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Укажите, какие соединения образуются в ходе этой реакции.

4.Напишите уравнение реакции гидролиза соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой. Укажите, какие соединения образуются в ходе этой реакции.

5.В каких случаях реакция гидролиза идет до конца? Приведите

вкачестве примера уравнение такой реакции.

6.Какие факторы влияют на степень гидролиза? Ответ поясните на примерах.

10. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

При химическом взаимодействии в растворах электролитов реагируют не молекулы, а ионы. В уравнениях реакций ионы электролита разделяют знаком «плюс», например:

Na+ + Cl , или Ag+ + NO3 .

Взаимодействие между этими веществами может быть выражено уравнением

Ag+ + NO3 + Na+ + Cl = AgCl + Na+ + NO3 .

Молекулы нерастворимых соединений, слабых электролитов, соединений с неполярной и слабо полярной ковалентной связью в уравнениях реакций ионного обмена пишут в молекулярном виде.

Из уравнения следует, что из четырех ионов, участвующих в реакции, непосредственно взаимодействуют только два иона: серебра и хлора, то есть суть реакции можно выразить следующим ионным уравнением:

Ag+ + Cl = AgCl .

Химические реакции могут изображаться уравнениями трех типов 1) молекулярными; 2) ионно-молекулярными; 3) ионными, например:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl (молекулярное);

Ba+2 + 2Cl + 2H+ + SO4 2 =BaSO4 + 2H+ + 2Cl (ионно-молекулярное);

Ba+2 + SO4 2 = BaSO4 (ионное).

Реакции между ионами могут быть отнесены к одному из следующих четырех типов:

1)реакции, идущие с образованием осадка;

2)реакции, идущие с образованием газообразного вещества;

3)реакции, идущие с образованием слабого электролита;

4)реакции, идущие с образованием комплексных ионов.

50

В первом случае при составлении уравнений реакций необходимо учитывать растворимость веществ. В уравнении реакции вещество, выпадающее в осадок, изображается молекулярной формулой:

Zn+2 + SO4 2 + 2K+ + S 2 = ZnS + 2K+ + SO4 2 ;

Al+3 + 3Cl + 3Na+ + PO4 3 = AlPO4 + 3Na+ + 3Cl .

Изменение концентрации одного из ионов смещает равновесие в насыщенном растворе труднорастворимого соединения. Так, для процесса AgI = Ag+ + I константа равновесия имеет вид

Ag I

K AgI .

Так как для гетерогенных реакций концентрация твердого вещества есть величина постоянная, то ее включают в константу равновесия. Такая константа равновесия процесса растворения труднорастворимого соединения называется произведением растворимости и обозначается ПР.

Тогда для приведенной выше реакции ПР = [Ag+] [I ]. Произведение растворимости характеризует способность соединения растворяться. Чем меньше величина ПР, тем ниже растворимость вещества. При увеличении в растворе концентрации одноименных ионов (например, ионов иода) растворимость труднорастворимого соединения снижается. Наоборот, если какой-либо из ионов тем или иным способом выводится из раствора, то растворимость труднорастворимого соединения повышается.

К газообразным веществам, образующимся в ходе реакций ионного обмена, следует отнести сложные газообразные вещества, такие как H2S, NH3, CO2, SO3 и другие.

Например: 2Na+ + S 2 + 2H+ + SO4 2 = H2S + 2Na+ + SO4 2 .

Если исходное вещество плохо распадается в воде на ионы, то в уравнении реакции его пишут в молекулярной форме:

FeS + 2H+ + SO4 2 = H2S + Fe+2 + SO4 2.

К слабым электролитам относятся вода, слабые кислоты и основания, кислотные остатки многоосновных кислот, содержащие ион водорода, основные остатки многоатомных оснований, содержащих гидроксид-ионы. Реакция нейтрализации – это реакция между гидро- ксид-ионами основания или основной соли и ионами водорода кисло-

ты или кислой соли с образованием слабого электролита – воды.

Na+ + OH + H+ + NO3 = H2O + Na+ + NO3 ;

K+ + HSO4 + Na+ + OH = H2O + K+ + Na+ + SO4 2 ;

51

AlOH+2 + 2Cl + H+ + NO3 3 = H2O + Al+3 + 2Cl + NO3 .

Следующий пример – вытеснение слабых кислот из их солей сильными кислотами, в результате чего образуется слабый электролит

– слабая кислота:

2Na+ + SiO3 2 + 2H+ + 2Cl = H2SiO3 + 2Na+ + 2Cl .

Если образующаяся слабая кислота неустойчивая, то она разлагается на воду и кислотный оксид, например:

2Na+ + CO3 2 + 2H+ + Cl = H2O + CO2 + 2Na+ + 2Cl .

В данном случае мы имеем дело с реакцией ионного обмена, в ходе которой образуется газообразное соединение.

Примером реакций, в которых происходит вытеснение слабых оснований из растворов их солей сильными основаниями, могут служить реакции с образованием Mg(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, гидрокси-

дов тяжелых металлов, гидроксида аммония. Например: NH4+ + Cl + K+ + OH = NH4OH + K+ + Cl .

При нагревании гидроксид аммония разлагается на аммиак и воду:

NH4OH = NH3 + H2O.

Другим примером может служить реакция между сульфатом

меди и гидроксидом натрия:

Cu+2 + SO4 2 + 2Na+ + 2OH = Cu(OH)2 + 2Na+ + SO4 2.

В данном случае в ходе реакции ионного обмена образовалось нерастворимое соединение.

К реакциям ионного обмена относятся и реакции превращения средних солей в кислые. Многоосновные кислоты распадаются на ионы ступенчато:

Отсюда следует, что ион HCO3 – более слабый электролит, чем H2CO3. Процесс перевода средних солей в кислые обусловливается взаимодействием ионов, приводящим к образованию слабого электролита (иона кислой соли):

MgCO3 + H2O + CO2 = Mg+2 + 2HCO3 .

Реакциигидролизатакжеможноотнестикреакциямионногообмена: 2Na+ + CO3 2 + H2O = 2Na+ + HCO3 + OH ;

52

Al+3 + 3Cl + H2O = AlOH+2 + 3Cl + H+ ;

Cr2S3 + 6H2O = 3H2S + 2Cr(OH)3 .

Гидролиз и реакция нейтрализация – это процессы, обратные по направлению.

Особо следует рассмотреть реакции ионного обмена с участием амфотерных гидроксидов. Гидроксиды таких металлов, как бериллий, цинк, олово, алюминий, свинец, могут растворяться как в кислотах, так и в щелочах, то есть проявляют двойственность свойств:

Sn(OH)2 + 2H+ + 2Cl = 2 H2O + Sn+2 + 2Cl ;

Sn(OH)2 + 2K+ + 2OH = 2K+ + Sn(OH)4 2 .

Последняя реакция может быть отнесена к реакциям с образованием комплексного иона. Как известно, комплексные соединения достаточно устойчивы и лишь незначительно диссоциируют на ионы лиганда и центральный ион. Например, насыщенный раствор HgI2 – соединение, труднорастворимое в воде, содержит ионы Hg+2 и I , которые можно обнаружить соответствующими качественными реакциями. Но если к насыщенному раствору HgI2 прилить избыток KI , то осадок растворится. Более того, качественные реакции на ионы Hg+2 и I не обнаружат в растворе этих ионов. Причина в том, что произойдет образование комплексного иона тетраиодида ртути по реакции

2K+ + HgI2 + 2I = HgI4 2 + 2K+ .

Экспериментальная часть

Опыт 1. Условия образования осадков.

Смешайте в пробирке по 2 мл насыщенных растворов ВаCl2 и CaSO4. Что происходит? Теперь смешайте в пробирке по 2 мл насыщенных растворов ВаSO4 и CaCl2. Происходит ли образование осадка? Объясните результаты опыта, используя величины произведения растворимости. ПР(CaSO4) = 9,1 10 6; ПР(ВаSO4) = 1,1 10 10. При ка-

ких условиях вещество из раствора выпадает в осадок?

Опыт 2. Растворение осадков.

В две пробирки положите немного ZnS и CuS , налейте по 2 мл воды и взболтайте. Составьте выражения для произведения растворимости для обоих веществ. Значения констант выпишите из прил. 2. Добавьте в обе пробирки по 3 мл соляной кислоты (2Н раствор). Что происходит с осадками? Объясните происходящее.

53

Опыт 3. Реакции ионного обмена с образованием осадков.

1.В первую пробирку добавьте растворы MgSO4 и Na3PO4, во вторую пробирку – растворы FeCl3 и NaOH, в третью – растворы CuCl2 и (NH4)2S. Запишите уравнения реакций в ионном, ионно-молекулярном и молекулярном видах. Отметьте цвета образовавшихся осадков. Из прил. 2 выпишите значения ПР для образовавшихся осадков.

2.В три пробирки налейте по 2 мл растворов Na2SO4, ZnSO4, Al2(SO4)3 и добавьте к ним по 2 мл раствора BaCl2. Составьте три молекулярных, ионно-молекулярных и одно общее ионное уравнение. Какой ион является реактивом на сульфат-ион?

Опыт 4. Реакции ионного обмена с образованием газов (опыт проводить в вытяжном шкафу!).

1.В пробирку положите кусочек FeS, затем добавьте 3 мл двухнормального (2Н) раствора серной кислоты. Слегка нагрейте. По запаху определите выделяющийся газ. Составьте уравнение реакции.

2.В пробирку поместите 0,5г поваренной соли (NaCl), прилейте по каплям 2 – 3 мл концентрированной серной кислоты. Наблюдайте выделение паров хлороводорода. Составьте уравнение реакции. Почему нельзя при выполнении данного опыта использовать разбавленную серную кислоту?

Опыт 5. Реакции ионного обмена с образованием слабых электролитов.

В 2 пробирки налейте: в первую – раствор ацетата натрия CH3COONa, во вторую – раствор хлорида аммония NH4Cl. В первую добавьте несколько капель двухнормального (2Н) раствора серной кислоты H2SO4, слегка встряхните и немного подогрейте. Какой запах ощущается? Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций. Во вторую пробирку добавьте концентрированный раствор щелочи NaOH и подогрейте. Какой запах ощущается? Напишите ионное и молекулярное уравнения реакции.

Опыт 6. Реакции нейтрализации.

Налейте в две пробирки по 1 мл двухнормального (2Н) раствора NaOH и добавьте по 1 – 2 капли фенолфталеина. Под влиянием каких ионов фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет? В одну пробирку добавляйте по каплям двухнормальный 2Н─ раствор серной (H2SO4) или соляной (HCl) кислот, в другую – раствор уксусной ки-

54