4.1 Необратимые ионно-обменные реакции

Примеры необратимых ионно-обменных реакций:

1) Образование слабого электролита

NaF + HCl ® HF + NaCl – молекулярное уравнение,

Na⁺ + F^– + H⁺ + Cl^– ® HF + Na⁺ + Cl^– – полное ионное уравнение,

F^– + H⁺® HF – сокращенное ионное уравнение.

К данному случаю относятся реакции нейтрализации:

НСl + КОН ® КСl + Н₂О,

Н⁺ + Сl^– + К⁺ + ОН^– → К⁺ + Сl^– + Н₂О,

Н⁺ + ОН^– → Н₂О.

2) Образование осадка

Pb(NO₃)₂ + K₂CrO₄ ® PbCrO₄¯ + 2KNO₃,

Pb²⁺ + 2NO₃^– + 2K⁺ + CrO₄^2– ® PbCrO₄¯ + 2K⁺ + 2NO₃^–,

Pb²⁺ + CrO₄^2– ® PbCrO₄¯.

3) Образование газообразного вещества

Na₂S + 2HCl ® H₂S­ + 2NaCl,

2Na⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^– ® H₂S­ + 2Na⁺ + 2Cl^–,

S^2– + 2H⁺ ® H₂S­.

4) Образование комплексного соединения

Теоретический материал по комплексным соединениям приведен в главе 18.

CuSO₄ + 4NH₃ ® [Cu(NH₃)₄]SO₄,

Cu²⁺ + 4NH₃ + SO₄^2– ® [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2–,

Cu²⁺ + 4NH₃ ® [Cu(NH₃)₄]²⁺.

В приведенных примерах обратные реакции практически не протекают.

4.2 Обратимые ионно-обменные реакции

Если исходные вещества и продукты реакции содержат слабый электролит, осадок или комплексное соединение, то такие реакции являются обратимыми. В случае обратимых реакций исходные вещества отделяются от продуктов реакции знаком равновесия – ««».

Примеры обратимых ионно-обменных реакций:

1) Образование слабых электролитов

NaF + CH₃COOH « HF + CH₃COONa,

Na⁺ + F^– + CH₃COOH « HF + CH₃COO^– + Na⁺,

F^– + CH₃COOH « HF + CH₃COO^–.

Равновесие данной реакции будет смещено в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону обратной реакции, так как К_д(HF) = 6,5·10^–4 больше К_д(СH₃СООН) = 1,75·10^–5.

2) Образование газообразных веществ

2К₂СО₃ + Н₂SО₃ (SО₂↑ + Н₂О)↔ Н₂СО₃ (СО₂↑+ Н₂О) + К₂SО₃,

2К⁺ + СО₃^2– + Н₂SО₃ ↔ Н₂СО₃ + 2К⁺ + SО₃^2–,

СО₃^2– + Н₂SО₃ ↔ Н₂СО₃ + SО₃^2–.

В исходных веществах и продуктах реакции содержатся слабые термически нестойкие кислоты, при разложении которых образуются соответственно (СО₂)и (SО₂.) Равновесие будет смещаться в сторону прямой реакции, так как угольная кислота менее устойчива, чем сернистая кислота.

3) Образование осадков

KI + AgCl¯ ↔ KCl + AgI¯,

K⁺ + I^– + AgCl¯ ↔ K⁺ + Cl^– + AgI¯,

I^– + AgCl¯ ↔ Cl^– + AgI¯.

Для прогнозирования смещения равновесия в данной реакции необходимо сравнить произведения растворимостей, образующихся осадков. Из значений ПР(AgCl) = 1,8·10^–10 и ПР(AgI) = 1,0·10^–16 следует, что равновесие будет практически полностью смещено в сторону прямой реакции, т.е. в сторону образования значительно менее растворимого осадка.

4) Образование комплексных соединений

К₄[Cо(СN)₆] + 6NH₃ « [Cо(NH₃)₆](СN)₂ + 4КСN,

4К⁺ + [Cо(СN)₆]^4– + 6NH₃ « [Cо(NH₃)₆]²⁺ + 6СN^– + 4К⁺,

[Cо(СN)₆]^4– + 6NH₃ « [Cо(NH₃)₆]²⁺ + 6СN^– .

Из сравнения значений констант нестойкостей ионов К_н([Cо(СN)₆]^4– )

= 1,2·10^–19 и К_н([Cо(NH₃)₆]²⁺) = 2,5·10^–4 следует, что равновесие будет практически полностью смещено влево, так как цианидный комплекс кобальта значительно более прочный, чем аммиачный.

5 Гидролиз солей

Гидролиз – это обменная реакция взаимодействия вещества с водой. Гидролизу подвергаются вещества различных классов неорганических и органических соединений. Рассмотрим гидролиз водных растворов солей.