Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
ion-2004-2.doc
Скачиваний:
9
Добавлен:
15.03.2016
Размер:
257.54 Кб
Скачать

28

Министерство образования Республики Беларусь

УО Могилевский государственный университет продовольствия

Кафедра химии

 

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ (обменные) РЕАКЦИИ

В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Методические указания и контрольные задания

к самостоятельной работе для студентов технологических специальностей

Могилев 2004

УДК 541.4

Рассмотрены и утверждены на заседании кафедры химии 31 августа 2004 г. Протокол № 1

Составитель профессор Ясинецкий В.В.

Рецензент доцент Сухарева Н.И.

©  Могилевский государственный университет продовольствия

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ (обменные) РЕАКЦИИ В ВОДНЫХ

РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1. Отличительные особенности обменных реакций. Условия, необходимые для ионно-молекулярного взаимодействия веществ в водных растворах электролитов.

2. Обратимые и практически необратимые ионные реакции. Преимущественное направление реакций обмена.

3. Ионно-молекулярные уравнения реакций обмена.

4. Количественная характеристика ионно-молекулярного взаимодействия. Константа равновесия, степень протекания ионно-молекулярной реакции.

5. Смещение равновесия обменного взаимодействия веществ (применение принципа Ле Шателье к ионно-молекулярным реакциям).

Знания, необходимые для изучения темы

  • Классификация неорганических веществ; электролиты и

  • неэлектролиты.

  • Сильные и слабые электролиты, уравнения их диссоциации.

  • Реакции гидролиза.

  • Гетерогенные ионно-молекулярные реакции (реакции

  • образования малорастворимых электролитов).

  • Комплексные соединения, реакции их образования и

  • разрушения.

  • Химическое равновесие; константа химического равновесия

  • (константа диссоциации электролита, произведение

  • растворимости, константа нестойкости комплексных соединений).

1 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 качественной оценки возможности и преимущественного направления реакций обмена в растворах обычно применяют следующие правила:

а) Если при любом возможном сочетании исходных веществ (или их ионов) не образуются слабые электролиты или малорастворимые вещества (газы или осадки), то ионно-молекулярная (обменная), реакция не идет; например, при смешивании разбавленных растворов хлорида калия и серной кислоты:

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

б) Если продукты реакции — слабые электролиты или малорастворимые вещества, то реакция обмена идет. При этом, если исходные вещества – хорошо растворимые, сильные электролиты, то реакция практически необратима. 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 вариантов ионно-молекулярного взаимодействия исходных веществ, то преимущественно протекает реакция, в результате которой образуются наиболее слабые (или наименее 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.

ПРИМЕРЫ ионно-молекулярных реакций (продукты, обуславливающие реакцию, написаны первыми и выделены жирным шрифтом):

NaF + HCl  HF + NaCl – образуется слабая кислота (1.1)

K2CrO4+2AgNO3Ag2CrO4+2KNO3 – образуется малорастворимая соль (1.2)

CuSO4 + 2NaOH  Cu(OH)2 + Na2SO – образуется слабый, малорастворимый

электролит (осадок) (1.3)

Na2S + 2HCl  H2S + 2NaCl - образуется слабый, малорастворимый

электролит (газ) (1.4)

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

электролит: H2CO3CO2+H2 (1.5, а)

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

электролит:H2SO3SO2+H2O (1.5, б)

Реакции (1.5,а) и (1.5,б) качественно похожи, однако в случае (1.5,б) возможны варианты в конечных образующихся продуктах и, соответственно, в записи уравнения реакции. Дело в том, что растворимость сернистого ангидрида (около 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 или при их нагревании (что необходимо указывать в уравнении реакции): Na2SO3 + 2HCl  H2SO3 + 2NaCl

t0SO2+H2O

FeCl3 + 6KF  K3[FeF6] – образуется слабый электролит,

комплексное соединение (1.6)

Реакции (1.1 – 1.6) 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) (1.7)

Строго говоря, реакцию (1.7) следует отнести к равновесным превращениям, 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 (1.8)

NaAlO2 + 2H2O  Na[Al(OH)4] (1.9)

В реакции (1.8) имеет место взаимное усиление гидролиза, в результате которого продукты уходят из раствора (в виде осадка и газа); в реакции (1.9) молекулы воды, гидратируя метаалюминат-ионы, образуют еще более слабый электролит - гидроксид-ионы, связанные к тому же в комплекс.

Ca(HCO3)2 + 2KOH  2H2O + CaCO3 – образуются слабый электролит

(H2O) и малорастворимая соль (CaCO3) (1.10)

В отличие от предыдущих примеров здесь обмен ионами может протекать неоднозначно. Довольно часто причиной обменного взаимодействия считают образование “малорастворимого Ca(OH)2” При этом не рассматривается другой, более предпочтительный вариант – связывание ионов водорода (из HCO3-) и гидроксид-ионов с образованием слабейшего из 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. В разбавленных растворах аммиака обычно проявляется его свойство основания, в концентрированном растворе, при наличии комплексообразователя, - свойство лиганда.

Примеры: Написать уравнения реакций сульфата меди и аммиака в водном растворе CuSO4 + NH3H2O … (1.11)

CuCl2 + NH3H2O разб.недост. (CuOH)Cl + NH4Cl (1.11, a)

CuCl2 + 2 NH3H2O изб. (CuOH)2 + 2NH4Cl (1.11, б)

CuCl2 + 4NH3 конц.изб. [Cu(NH3)4]Cl2 (1.11, в)

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.