Ионно-обменные реакции между ионами в растворах электролитов

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов.

Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется:

-нерастворимое соединение, выпадающее в осадок;

-газообразное вещество;

-слабый электролит (вода, слабое основание или слабая кислота).

-- Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.

Примеры реакций, идущих необратимо

1. Образование осадка

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

Ba²⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + SO = BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl^-

- ионно-молекулярное уравнение реакции,

Ba²⁺ + SO = BaSO₄↓ - краткая форма уравнения реакции.

2. Образование газообразного вещества

Na₂S + 2HCl = H₂S↑ + 2NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

2Na⁺ + S^2- + 2H⁺ + 2Cl^- = H₂S↑ + 2Na⁺ + 2Cl^-

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

2H⁺ + S^2- = H₂S↑ - краткая форма уравнения реакции.

3. Образование слабого электролита

а) Воды: 2NaOH + H₂SO₄ = H₂O + Na₂SO₄ - молекулярное уравнение реакции,

2Na⁺ + 2OH^- + 2H⁺ +SO = 2H₂O + 2Na⁺ + SO

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

2OH^- + 2H⁺ = 2H₂O - краткая форма уравнения реакции.

Реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами.

б) Слабой кислоты:

2NaNO₂ + H₂SO₄ = 2HNO₂ + Na₂SO₄

- молекулярное уравнение реакции,

2Na⁺ + 2NO₂^- + 2H⁺ + SO = 2HNO₂ + 2Na⁺ + SO

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

2H⁺ + 2NO₂^- = 2HNO₂ - краткая форма уравнения реакции.

Сильные кислоты вытесняют слабые кислоты из их солей.

в) Слабого основания:

NH₄Cl + NaOH = NH₄OH + NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

NH₄⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- = NH₄OH + Na⁺ + Cl^-

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

NH₄⁺ + OH^- = NH₄OH - краткая форма уравнения реакции.

Сильные основания вытесняют слабые основания из их солей.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды – это нерастворимые в воде соединения типа Ме(ОН)_n, которые взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей. Реагируя с растворами кислот, они проявляют основные свойства:

Zn(OH)₂ + 2HCl = 2H₂O + ZnCl₂;

Zn(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^- = 2H₂O + Zn²⁺ +2Cl^-;

Zn(OH)₂ + 2H⁺ = 2H₂O + Zn²⁺.

Реагируя с растворами щелочей, они проявляют кислотные свойства, при этом образуются гидроксокомплексные соединения:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄];

Zn(OH)₂ + 2Na⁺ + 2OH^- = [Zn(OH)₄]^2- + 2Na⁺;

Zn(OH)₂ + 2OH^- = [Zn(OH)₄]^2-.

Произведение растворимости

Абсолютно нерастворимых веществ нет. Большинство твердых веществ обладают ограниченной растворимостью. В насыщенных растворах электролитов малорастворимых веществ в состоянии динамического равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Например, в насыщенном растворе сульфата бария, находящегося в контакте с кристаллами этого вещества, устанавливается динамическое равновесие: BaSO_{4 (т)} ⇄ Ba²⁺_(р) + SO_(р).

Для этого равновесного процесса можно написать выражение константы равновесия, учитывая, что концентрация твердой фазы не входит в выражение константы равновесия: K_p = [Ba²⁺] [SO].

Эта величина называется произведением растворимости малорастворимого вещества (ПР). Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициентов равно величине произведения растворимости. В рассмотренном примере ПР(BaSO₄) = [Ba²⁺] [SO].

Произведение растворимости характеризует растворимость малорастворимого вещества при данной температуре: чем меньше произведение растворимости, тем хуже растворимо соединение. Зная произведение растворимости, можно определить растворимость малорастворимого электролита и содержание его в определенном объеме насыщенного раствора.