10 Ионно-молекулярные (обменные) реакции в водных растворах электролитов

Отличительные особенности обменных реакций в водных растворах электролитов. Условия, необходимые для их протекания

Большинство химических реакций, протекающих в водных растворах электролитов, можно систематизировать по общим признакам: реакции, в которых меняются степени окисления элементов – их называют окислительно-восстановительными, и реакции без изменения степеней окисления. К последним относят реакции, в которых исходные вещества (молекулы или ионы) обмениваются своими составными частями или соединяются друг с другом, образуя новые вещества – их называют ионно-молекулярными или обменными. Чаще всего к таким реакциям относят диссоциацию электролитов, гидролиз, образование (и растворение) малорастворимых электролитов, комплексообразование.

Для качественнойоценки возможности и преимущественного направления реакций обмена в растворах обычно применяют следующие правила:

а) если при любом возможном сочетании исходных веществ (или их ионов) необразуются слабые электролиты или малорастворимыевещества (газы или осадки), то ионно-молекулярная (обменная) реакцияне идет, например, при смешиванииразбавленныхрастворов хлорида калия и серной кислоты:

2KCl+H₂SO₄2HCl+K₂SO₄– потенциальные продукты реакции (HClиK₂SO₄) – сильные, хорошо растворимые электролиты, поэтому реакция обмена не идет (химическая природа исходных веществ при смешивании их растворов не меняется);

б) если продукты реакции – слабыеэлектролитыили малорастворимыевещества, то реакция обменаидет. При этом еслиисходныевещества – хорошорастворимые, сильные электролиты, то реакция практическинеобратима. Если среди исходных также имеются малорастворимые вещества или слабые электролиты, то устанавливается химическое равновесие, полного превращения исходных веществ в продукты не происходит;

в) если возможно несколько вариантовионно-молекулярного взаимодействия исходных веществ, то преимущественно протекает реакция, в результате которой образуютсянаиболее слабые(илинаименее растворимые) продукты.

Как показывает опыт, учет условий (б) и (в) наиболее часто вызывает сложности, например, при выполнении «цепочек превращений» заданных веществ: в качестве вариантов нередко предлагаются реакции с пренебрежительно малым выходом заданного продукта.

Ионно-молекулярные уравнения реакций (продукты, обуславливающие реакцию, написаны первыми и подчеркнуты):

NaF+HClHF+NaCl– образуется слабая кислота;(10.1)

K₂CrO₄+2AgNO₃Ag₂CrO₄+2KNO₃ – образуется малорастворимая соль; (10.2)

CuSO₄+ 2NaOHCu(OH)₂+Na₂SO– образуется слабый, малорастворимый – электролит (осадок);(10.3)

Na₂S+ 2HClH₂S+ 2NaCl– образуется слабый малорастворимый электролит (газ); (10.4)

Сa(HCO₃)₂ + 2HClH₂CO₃+CaCl₂ – образуется слабый, непрочный

электролит: H₂CO₃  CO₂+H₂O (10.5-а)

Na₂SO₃ + 2HClH₂SO₃+ 2NaCl– образуется слабый, непрочный

электролит: H₂SO₃  SO₂+H₂O (10.5-б)

Реакции (10.5-а) и (10.5-б) качественно похожи – обе протекают за счет образования слабых кислот. Однако в случае (5-б) возможны варианты в конечных образующихся продуктах и, соответственно, в записи уравнения реакции. Дело в том, что растворимость сернистого ангидрида (примерно 2 моль/л) гораздо больше, чем углекислого газа, поэтому выделяться в виде газа (с характерным запахом) он будет только при действии кислот на концентрированные растворы сульфитов илипри их нагревании(что необходимо указывать в уравнении реакции):

Na₂SO₃ + 2HCl  H₂SO₃ + 2NaCl

t⁰_ SO₂+H₂O

FeCl₃+ 6KFK₃[FeF₆]–слабый электролит – комплексное соединение(10.6)

Реакции (10.1 – 10.6) практически необратимы, т. к. в них участвуют сильные, хорошо растворимые электролиты.

2K[Al(OH)₄] +CO₂ 2H₂O+Al(OH)₃ +K₂CO₃ – образуются два слабых

электролита, один из них малорастворим (осадок)(10.7)

Строго говоря, реакцию (10.7) следует отнести к равновесным, т. к. слева также имеется слабый электролит – гидроксокомплекс; однако практически реакция протекает настолько полно, что применяется при количественном выделении алюминия из растворов.

К числу практически необратимых ионно-молекулярных реакций относятся некоторые варианты гидролиза, например:

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 6H₂O  2Al(OH)₃ + 3CO₂ + 3Na₂SO₄ (10.8)

NaAlO₂ + 2H₂O  Na[Al(OH)₄] (10.9)

В реакции (10.8) имеет место взаимное усиление гидролиза, в результате которого продукты уходят из раствора(в виде осадка и газа); в реакции (10.9)

молекулы воды, гидратируя метаалюминат-ионы, образуют еще более слабый электролит – гидроксид-ионы, связанные к тому же в комплекс.

Ca(HCO₃)₂+ 2KOH2H₂O+ К₂СО₃+CaCO₃– образуются слабый электролит (H₂O) и малорастворимая соль (CaCO₃) (10.10)

В отличие от предыдущих примеров здесь обмен ионами может протекать не однозначно. Довольно часто причиной обменного взаимодействия считают образование «малорастворимого Ca(OH)₂». При этом не рассматривается другой,более предпочтительныйвариант – связывание ионов водорода (изHCO₃^–) и гидроксид-ионов с образованиемслабейшегоиз неорганических электролитов – воды; карбонат-ионы, в свою очередь, связываются с ионами кальция, образуя еще и малорастворимую соль.

Ионно-молекулярные реакции с участием аммиака и солей аммония.

Аммиак, реагируя с водой, в растворе образует две химические формы, участвующие в равновесии: NH₃+H₂ONH₃∙H₂ONH₄⁺+OH^–В связи с этим в ионно-молекулярных реакциях аммиак может проявлять свои свойства двояко: или как слабое основание, или как лиганд. Вразбавленныхрастворах аммиака обычно проявляется его свойствооснования, вконцентрированномрастворе, при наличии комплексообразователя, – свойстволиганда.

Примеры:написать уравнения реакций сульфата меди и аммиака в водном раствореCuSO₄+NH₃·H₂O… (10.11)

CuCl₂+NH₃·H₂O_{разб. недост.}(CuOH)Cl+NH₄Cl(10.11-а)

CuCl₂ + 2NH₃·H₂O_{разб. изб.}(CuOH)₂ + 2NH₄Cl(10.11-б)

CuCl₂ + 4NH_{3 конц. изб.} [Cu(NH₃)₄]Cl₂(10.11-в)

Молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций обмена

Определив, что заданные вещества могут взаимодействовать, пишут соответствующие уравнения реакций, при этом различают следующие формы их записи:

– молекулярныеуравнения, из которых видно, какие вещества были взяты для реакции и какие продукты при этом получатся; молекулярное уравнение удобно для составления материального баланса (расстановки коэффициентов);

– полные ионно-молекулярныеуравнения, в которых показывают все ионы и молекулы, в виде которыхпреимущественнонаходятся в растворе исходные вещества и продукты реакции (если реакция обратима, то левая и правая части полного ионно-молекулярного уравнения показывают качественный состав раствора);

– сокращенные ионно-молекулярныеуравнения, в которых показывают только те ионы и молекулы, за счет которых протекает реакция.

Примечание: В ионно-молекулярных уравнениях реакций, как в сокращенных так и в полных, вещества записывают в той химической форме, в которой они преимущественно находятся в растворе, т. е. слабые электролиты и малорастворимые вещества пишут в недиссоциированной форме. Например, слабые электролиты:H₂O,NH₄OH(точнее –NH₃·H₂O),HCO₃^–, [Cu(NH₃)₄]²⁺, а также малорастворимые соли, основания –AgCl, Ca₃(PO₄)_2,Fe(OH)₃ и др. записываютв исходной химической форме, а не в виде составляющих их ионов_.