Электролитическая диссоциация Реакции в растворах электролитов
При растворении в воде кислоты, основания, соли под действием полярных молекул растворителя подвергаются электролитической диссоциации, распадаясь на положительно заряженные ионы – катионы и отрицательно заряженные ионы – анионы. Кислоты – электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода Н+:
HROН++RO. Основания – электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов ОН:ROHR++OH. Амфотерные электролиты могут диссоциировать как кислоты, и как основания:
Н++ROROHR++OH. Амфотерность электролита объясняется малым различием связей между металлом и кислородом (R-O) и между кислородом и водородом (О-Н). К амфотерным электролитам относятся гидроксидыAl(OH)3,Zn(OH)2,Be(OH)2,Pb(OH)4,Sn(OH)2,Sn(OH)4,Cr(OH)3и другие. Средние соли – электролиты , при диссоциации которых образуются катионы металлов (или аммонияNH4+) и анионы кислотных остатков.
Диссоциация может протекать полностью или частично. Отношение числа продиссоциированных молекул к числу растворенных называют степенью диссоциации. В зависимости от величины степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.
Сильные электролиты практически полностью диссоциируют на ионы. К ними относятся кислоты: HCl,HBr,HI,HNO3,H2SO4,HClO4,HMnO4; основания щелочных и щелочноземельных металлов:LiOH,NaOH,KOH,RbOH,CsOH,Ca(OH)2,Sr(OH)2,Ba(OH)2; почти все соли.
Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени. К ним относятся: вода Н2О, неорганические кислоты (например, Н2СО3, Н2S,HNO2,HCN,HClO); многие органические кислоты (например, СН3СООН, НСООН); гидроксид аммонияNH4OH, малорастворимые основания (например,Mg(OH)2,Fe(OH)2), амфотерные гидроксиды; некоторые соли (например,CdCl2,Mg(CN)2,HgCl2,Fe(SCN)3).
Уравнение процесса электролитической диссоциации сильного электролита записывают с указанием его практической необратимости: приводится лишь одна стрелка , направленная от молекулярной формы электролита к его ионам; уравнение диссоциации слабых электролитов записывают с указанием ее обратимости:.
Наличие электрических зарядов у ионов и совершаемые ими перемещения в растворе придают растворам электролитов высокую химическую активность. При смешивании растворов различных электролитов находящиеся в них ионы противоположного заряда могут ассоциировать в молекулы, комплексы или кристаллы нового вещества, в результате чего в растворе происходят химические реакции. Реакции, заключающиеся в обмене ионами между различными электролитами, называют реакциями ионного обмена. Реакции обмена протекают с очень высокими скоростями, так как реагенты уже находятся в активированном состоянии и химическое равновесие большинства процессов устанавливается быстро. Основным фактором, влияющим на смещение равновесия в растворах электролитов, является изменение концентрации ионов. Направление реакции обмена (смещение равновесия системы) определяется возможностью образования малодиссоциирующего, малорастворимого или газообразного соединения. В результате те или иные ионы выводятся из сферы взаимодействия в виде слабого электролита, осадка, газа, что приводит к более полному протеканию реакции.
Если среди исходных и образующихся веществ имеются малодиссоциированные или малорастворимые соединения, то равновесие системы смещается в сторону наиболее полного связывания ионов, т. е. в сторону наименее диссоциированного и наименее растворимого вещества.
Реакции обмена удобно выражать в виде ионно-молекулярных (ионных) уравнений, которые показывают сущность происходящих в растворах процессов. Эта форма записи отражает состояние веществ в растворе и их взаимодействие.
При составлении ионно-молекулярных уравнений (полных и сокращенных) формулы сильных электролитов записывают в виде ионов, так как именно в таком состоянии они находятся в растворе. Формулы слабых электролитов, газообразных и малорастворимых веществ записывают в виде молекул, независимо от того, являются ли они исходными веществами или продуктами реакции. Газообразные вещества или вещества, выпадающие в осадок, принято отмечать вертикальной стрелкой или(см. приложение 2).
Пример 1.Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ:
а) HClиNaOH
Решение. Запишем уравнение реакции в молекулярном виде:
HCl+NaOH=NaCl+H2O
Учитывая, что HCl,NaOHиNaClотносятся к сильным электролитам, а H2O – к слабым, запишем полное ионно-молекулярное уравнение:
H++ Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + H2O.
В ходе реакции ионы Na+и Cl-не претерпевают изменений. Исключив эти ионы из левой и правой частей уравнения, получим сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
H++OH-=H2O.
Таким образом, реакция между любой сильной кислотой и любым сильным основанием (реакция нейтрализации) сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов молекулы слабого электролита – воды.
б) Pb(NO3)2иNa2S
Молекулярное уравнение реакции:
Pb(NO3)2+Na2S=PbS+ 2NаNО3
Для написания полного ионно-молекулярного уравнения реакции запишем сильные электролиты (растворимые соли Pb(NO3)2,Na2SиNаNО3) в ионной форме, а нерастворимую соль (PbS) в молекулярной форме:
Pb2+ +2NO3- + 2Na+ + S2- = PbS + 2 Nа+ +2NО3-
Ионы Na+иNO3не претерпевают изменений, поэтому исключим их из обеих частей уравнения.
Сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
Pb2++S2-=PbS
Протекание реакции обусловлено образованием труднорастворимого вещества.
в) К2СО3иH2SO4
К2СО3+H2SO4= К2SO4 + СО2+H2O
Для написания ионно-молекулярного уравнения реакции запишем сильные электролиты (растворимые соли К2СО3, К2SO4иH2SO4) в ионной форме, а СО2(газообразное вещество) и Н2О (слабый электролит) – в молекулярной форме:
2К++ СО32-+ 2H++SO42-= 2К++SO42- + СО2+H2O
СО32-+ 2H+= СО2+H2O
Полученное сокращенное ионно-молекулярное уравнение показывает, что данная реакция протекает с образованием газообразного вещества и слабого электролита.
г) HNO2 + KOH
HNO2 + KOH = KNO2 + H2O
HNO2 + K+ + OH = K+ + NO2 + H2O
HNO2+OH=NO2+H2O
Протекание реакции обусловлено образованием молекул воды. Но так как азотистая кислота HNO2– слабый электролит и сама является фактором, определяющим протекание обратной реакции, то в отличие от трех предыдущих случаев реакция является обратимой. Однако равновесие системы смещено в направлении протекания прямой реакции, так как вода является гораздо более слабым электролитом, чем азотистая кислота.
Пример 2.Составьте два различных уравнения в молекулярном виде, которым будет соответствовать уравнение в сокращенном ионно-молекулярном виде:Ni2++S2- =NiS.
Решение.Наличие катионов никеля и сульфид – анионов в левой части уравнения говорит о том, что взаимодействуют два сильных электролита – растворимые соли, состав которых может быть весьма разнообразным и одному ионно-молекулярному уравнению может соответствовать несколько молекулярных уравнений. Подписываем под символами ионов левой части данного уравнения такие ионы противоположного заряда, которые образовали бы с исходными ионами растворимые сильные электролиты. Затем такие же ионы записываем и под правой частью уравнения:
Ni2++S2- =NiS
2NО3-+ 2К+ = 2NО3-+ 2К+
Суммируя оба равенства, получаем полное ионно-молекулярное уравнение:
Ni2++ 2NО3-+ 2К+ +S2- =NiS+ 2NО3-+ 2К+
Объединив ионы в формулы соединений, записываем уравнение в молекулярной форме:
Ni(NО3)2+ К2S =NiS+ 2КNО3
Подобрав другие подходящие ионы, получаем второе уравнение:
Ni2+ + S2- = NiS
2Cl-
+ Ba2+
= 2Cl-
+ Ba2+
NiCl2 + BaS = NiS + BaCl2
Пример 3. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия амфотерного гидроксида цинка с азотной кислотой и гидроксидом натрия. Напишите уравнения диссоциации гидроксида цинка в кислой и щелочной средах.
Решение.Так как гидроксид цинкаZn(OH)2амфотерен, то он способен вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями.
При взаимодействии его с азотной кислотой получается нитрат цинка и вода:
Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O
Zn(OH)2+ 2H+=Zn2++ 2H2O
При взаимодействии с гидроксидом натрия в водных растворах образуются комплексные соединения:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Zn(OH)2 + 2OH = [Zn(OH)4]2
Уравнения диссоциации гидроксида цинка имеют вид:
(в кислой среде) (в щелочной среде)
Амфотерные гидроксиды диссоциируют и как основания и как кислоты. Прибавление кислоты смещает это равновесие влево, а прибавление щелочи – вправо. Поэтому в кислой среде преобладает диссоциация по типу основания, а в щелочной по типу кислоты. В обоих случаях связывание в молекулы воды ионов, образующихся при диссоциации малорастворимого амфотерного электролита, вызывает переход в раствор новых порций таких ионов, их связывание, переход в раствор новых ионов. Следовательно, растворение такого электролита происходит как в растворе кислоты, так и в растворе щелочи.
ЗАДАНИЯ
181.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) NaНСО3иNaOH; б) К2SiO3иHCl; в)BaCl2иNa2SO4.
182. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) К2SиHCl; б)FeSO4и (NH4)2S; в)Cr(OH)3иKOН, учитывая, что гидроксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства.
183. Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Mg2++CO32- =MgCO3
б) Н+ + ОН-= Н2О
184. Какие из веществ: Al(OH)3;H2SO4;Ba(OH)2;Cu(NO3)2– будут взаимодействовать с гидроксидом калия? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
185.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) КНСО3и КOH; б)Zn(OH)2иNaOH; в)CaCl2иAgNO3.
186. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CuSO4иH2S; б)BaCO3иHNO3; в)FeCl3иKOH.
187. Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Cu2++S2- =CuS
б) SiO32 + 2Н+= Н2SiО3
188. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Sn(OH)2иHCl; б)BeSO4иKOH; в)NH4ClиBa(OH)2.
189. Какие из веществ КНSО4,CH3COOK,Ni(OH)2,Na2S, будут взаимодействовать с раствором серной кислоты? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
190. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Hg(NO3)2иNaJ; б)H2SO4иNa2S; в)Pb(OH)2иKOH, учитывая, что гидроксид свинца (II) проявляет амфотерные свойства.
191. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2
б) Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O
в) Pb2++ 2J-=PbJ2
192. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Cu(OH)2иHNO3;
б) ZnOHNO3 иHNO3; в)Be(OH)2иNaOH, учитывая, что гидроксид бериллия проявляет амфотерные свойства.
193. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Na3PO4иCaCl2; б)K2CO3иBaCl2; в)Sn(OH)2иKOH, учитывая, что гидроксид олова (II) проявляет амфотерные свойства.
194. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O
б) Cо2+ + 2OH- = Cо(OH)2
в) H+ + NO2- = HNO2
195. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CоSиHCl; б)Ba(OH)2иCоCl2; в)Cr(OH)3иNaOH, учитывая, что гидроксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства.
196. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+
б) HCO3- + H+ = H2O + CO2
в) Ag++Cl-=AgCl
197. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) H2SO4иBa(OH)2; б)FeCl3иNaOH; в)CH3COONaиHCl.
198. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CuCl2иKOH; б)NiSO4и (NH4)2S; в)MgCO3иHNO3.
199. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Be(OH)2 + 2OH- = BeO22- + 2H2O
б) CН3COO- + H+ = CH3COOH
в) Ba2+ + SO42- = BaSO4
200. Какие из веществ: NaCl,NiSO4,Be(OH)2,NaHCO3будут взаимодействовать с раствором гидроксида натрия, учитывая, что гидроксид бериллия проявляет амфотерные свойства. Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.