3.4. Ионно-молекулярные уравнения реакций

Сущность реакций в растворах электролитов становится очевидной, если их записывать в виде ионно-молекулярных уравнений. Правило составления таких уравнений состоит в следующем:

Все малорастворимые, летучие вещества и слабые электролиты записывают в виде молекул, а сильные, легко растворимые – в виде ионов.

Не расписываются на ионы: газы, оксиды, нерастворимые соединения (осадки ↓), H₂S; NH₄OH; CH₃COOH; HMnO₄.

Например: Составим ионно-молекулярные уравнения для реакции:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl – молекулярное уравнение.

Ba²⁺ + 2Cl^– + 2Na⁺ + SO → BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl^– – полное ионно-молекулярное уравнение. Если теперь сократить ионы, которые в результате реакции остаются неизменными,

Ba²⁺ + 2Cl^– + 2Na⁺ + SO→ BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl^–

получим сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

Ba²⁺ + SO→ BaSO₄↓.

Произведение растворимости

Все вещества обладают определенной растворимостью в том или ином растворителе. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Пусть имеется сильный электролит КА, то между твердым веществом и его насыщенным раствором установится равновесие:

КА = К⁺ + А^–,

ПР(КА) = [К⁺] [А^–].

Произведение равновесных концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости. Если произведение концентраций ионов в растворе превышает величину ПР, то выпадет осадок, если же не достигает величины ПР, то осадок образоваться не может. Численное значение произведения растворимости электролита нетрудно найти, зная его растворимость.

Например, растворимость сульфата кальция при 20 °С равна 1,5∙10^–2 моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация каждого из ионов Ca²⁺ и SOравна 1,5∙10^–2 моль/л. Следовательно, произведение растворимости этой соли:

ПР(СaSO₄) = [Ca²⁺]∙[SO] = (1,5∙10^–2)² = 2,25·10^-4.

Таблица произведений растворимости в Приложении Е.

Гидролизом соли называется взаимодействие слабых ионов соли с водой, в результате, которого образуется молекула или ион слабого электролита и изменяется реакция среды.

Соли, в состав которых входит катион сильного основания и анион слабой кислоты, при гидролизе создают щелочную среду (рН > 7), так как в результате гидролиза получается слабая кислота или анион кислой соли.

Например:

К₂СО₃ + Н₂О ↔ КОН + КНСО₃,

СО₃^2- + НОН ↔ ОH^- + НСО₃^-, рН > 7

Соли, в состав которых входит катион слабого основания и анион сильной кислоты при гидролизе, создают кислую среду (рН < 7) вследствие образования слабого основания или катиона основной соли.

Например:

CuC1₂ + Н₂О ↔ CuOHCl + HCl,

Сu²⁺ + НОН ↔ CuOH⁺ +Н⁺ . рН <7

Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами, подвергаются полному гидролизу, если слабые ионы однозарядные, так как в результате образуются два слабых электролита.

Например:

СН₃СООNН₄ + Н₂О → СН₃СООН + NН₄ОH,

СН₃СОО^- + NH₄⁺ + НОН → СН₃СООН + NH₄ОH, рН  7

В случае, если ионы разнозарядные, то гидролиз протекает следующим образом:

(NН₄)₂S + Н₂О → NН₄HS + NН₄ОH,

NH₄⁺ + S^2– + НОН → NH₄ОH + HS^–, рН  7

слабощелочная

Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются, так как ни один из ионов не будет связывать молекулы воды с образованием слабого электролита.

Например:

КNО₃ + Н₂О ≠.

Степень гидролиза (отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул) увеличивается при разбавлении раствора и при повышении температуры.