Обратимые и необратимые реакции.

Реакции обмена в водных растворах электролитов могут быть обратимыми и необратимыми.

● Обратимыми реакциями называются реакции, которые могут протекать в двух направлениях одновременно.

Например:

NaCl + KNO₃ NaNO₃ + KCl (молекулярное уравнение)

Na⁺ + Cl^- + K⁺ + NO₃^- Na⁺ + NO₃^- + K⁺ + Cl^- (полное ионное уравнение)

Данная реакция фактически не протекает.

● Необратимыми реакциями называются реакции, которые протекают только в одном направлении, т.е. «протекают до конца».

Например:

Na₂CO₃ + 2HCl  2NaCl + CO₂ + H₂O (молекулярное уравнение)

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^-  2Na⁺ + 2Cl^- + CO₂ + H₂O (полное ионное уравнение)

CO₃^2- + 2H⁺  CO₂ + H₂O (сокращённое ионное уравнение)

Условия необратимости реакций (условия протекания реакций до конца):

1. Образование осадка.

К₂SО₄ + BаСl₂  BaSО₄ + 2КСl

2К⁺ + SО₄^2- + Bа²⁺ + 2Сl^-  BаSО₄ + 2К⁺ + 2Сl^-

SО₄^2- + Bа^2-  BаSО₄

2. Выделение газа.

Na₂S + 2HCl  2NaCl + H₂S

2Na⁺ + S^2- + 2H⁺ + 2Cl^-  2Na⁺ + 2Cl^- + H₂S

S^2- + 2H⁺  H₂S

3. Образование малодиссоциирующего соединения (слабого электролита или воды).

NaOH + HCl  NaCl + H₂O

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^-  Na⁺ + Cl^- + H₂O

OH^- + H⁺  H₂O

4. Образование комплексного соединения.

NaOH + Al(OH)₃  NaAl(OH)₄

Na⁺ + OH^- + Al(OH)₃  Na⁺ + Al(OH)₄^-

OH^- + Al(OH)₃  Al(OH)₄^-

Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе. В соответствии с законом действующих масс скорость реакции прямопропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ. Следовательно, не возможность протекания обратной реакции в случае её необратимости объясняется тем, что концентрациях ионов в растворе уменьшается (ионы связываются в молекулы неэлектролитов), скорость обратной реакции стремится к нулю.

Вывод: реакции в растворах электролитов могут протекать лишь только в том случае, если участвующие во взаимодействии ионы полностью или частично уходят из сферы реакции (в виде газа, осадка, слабого электролита или комплексного соединения).

Лекция 9

Свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации.

Представитель любого класса неорганических соединений имеет общие свойства, характерные для всего класса, а также специфические свойства, которые проявляются только у данного вещества. В данном случае мы рассматриваем только общие свойства, которые будут характерны для всего класса соединений (кислот, оснований и солей). Так как оксиды являются неэлектролитами, то их химические свойства не рассматриваются.

Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.

1. Диссоциация. Изменение окраски индикаторов.

HCl H⁺ + Cl^-

Так как при диссоциации образуются катионы водорода (протоны), то среда кислая. Следовательно, лакмус – красный, фенолфталеин – бесцветный.

2. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода.

Ва + 2HCl  ВаCl₂ + H₂

Ва + 2H⁺ + 2Cl^-  Ва²⁺ + 2Cl^- + H₂

Ва + 2H⁺  Ва²⁺ + H₂

3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами. Амфотерные оксиды (например, Al₂O₃, ZnO и др.) в данном случае проявляют свойства основных оксидов.

ВаO + 2HCl  ВаCl₂ + H₂O

ВаO + 2H⁺ + 2Cl^-  Ва²⁺ + 2Cl^- + H₂O

ВаO + 2H⁺  Ва²⁺ + H₂O

4. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации) и амфотерными гидроксидами. Амфотерные гидроксиды (например, Zn(OH)₂, Al(OH)₃ и др.) в данном случае проявляют основные свойства.

Ва(OН)₂ + 2HCl  ВаCl₂ + 2H₂O

Ва²⁺ + 2OН^- + 2H⁺ + 2Cl^-  Ва²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O

2OН^- + 2H⁺  2H₂O

OН^- + H⁺  H₂O

5. Взаимодействие с солями более слабых или летучих кислот.

ВаСO₃ + 2HCl  ВаCl₂ + СО₂ + H₂O

ВаСO₃ + 2H⁺ + 2Cl^-  Ва²⁺ + 2Cl^- + СО₂ + H₂O

ВаСO₃ + 2H⁺  Ва²⁺ + СО₂ + H₂O

Все общие свойства кислот обусловлены наличием катионов водорода.

Химические свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации.

1. Диссоциация. Изменение окраски индикаторов.

NaOH Na⁺ + OH^-

Так как при диссоциации образуются гидроксид-ионы, то среда щелочная. Следовательно, лакмус – синий, фенолфталеин – малиновый.

2. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами. Амфотерные оксиды (например, Al₂O₃, ZnO и др.) в данном случае проявляют свойства кислотных оксидов.

SO₃ + 2NaOH  Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + 2Na⁺ + 2OH^-  2Na⁺ + SO₄^2- + H₂O

SO₃ + 2OH^-  SO₄^2- + H₂O

3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации).

H₂SO₄ + 2NaOH  Na₂SO₄ + 2H₂O

2H⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^-  2Na⁺ + SO₄^2- + 2H₂O

2H⁺ + 2OH^-  2H₂O

H⁺ + OH^-  H₂O

4. Взаимодействие с растворами солей.

CuSO₄ + 2NaOH  Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^-  Cu(OH)₂ + 2Na⁺ + SO₄^2-

Cu²⁺ + 2OH^-  Cu(OH)₂

Все общие свойства оснований обусловлены наличием гидроксид-ионов.

Химические свойства солей в свете теории электролитической диссоциации.

1. Диссоциация. Растворимые в воде соли диссоциируют на катион металла (ион аммония NH₄⁺) и анион кислотного остатка.

СuSO₄ Cu²⁺ + SO₄^2-

Изменение окраски индикаторов в водных растворах солей индивидуально и зависит от гидролиза.

2. Взаимодействие растворов солей с более активными металлами.

Fe + CuSO₄  Cu + FeSO₄

Fe + Cu²⁺ + SO₄^2-  Cu + Fe²⁺ + SO₄^2-

Fe + Cu²⁺  Cu + Fe²⁺

3. Взаимодействие с основаниями.

2NaOH + CuSO₄  Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

2Na⁺ + 2OH^- + Cu²⁺ + SO₄^2-  Cu(OH)₂ + 2Na⁺ + SO₄^2-

2OH^- + Cu²⁺  Cu(OH)₂

4. Взаимодействие с кислотами. При этом новая соль выпадает в осадок, либо образуется новая более слабая кислота.

2Н₃РО₄ + 3СuSO₄  Cu₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄

6Н⁺ + 2РО₄^3- + 3Сu²⁺ + 3SO₄^2-  Cu₃(PO₄)₂ + 6H⁺ + 3SO₄^2-

2РО₄^3- + 3Сu²⁺  Cu₃(PO₄)₂

5. Взаимодействие с растворами солей.

BaCl₂ + CuSO₄  BaSO₄ + CuCl₂

Ba²⁺ + 2Cl^- + Cu²⁺ + SO₄^2-  BaSO₄ + Cu²⁺ + 2Cl^-

Ba²⁺ + SO₄^2-  BaSO₄

Все общие солей оснований обусловлены наличием катионов металла и анионами кислотного остатка.

Лекция 10