5.7. Ионообменные реакции

В растворах электролитов реакции осуществляются между ионами. Если такие реакции сопровождаются изменением степени окисления элементов, то они называются окислительно-восстановительными, а если степени окисления не изменяются, то ионообменными или, для краткости, ионными. К таким реакциям относятся взаимодействия кислот с основаниями (основно-кислотные реакции), кислот и щёлочей с солями, солей с солями, реакции гидролиза.

Практически необратимо идут такие ионообменные реакции, в которых образуются слабые электролиты, осадки малорастворимых и практически нерастворимых веществ и газообразные соединения:

KOH + HCl = KOH + H₂O – слабый электролит,

BaCl₂ + Na₂SO₄ = 2NaCl + BaSO₄¯ – нерастворимое вещество,

K₂S + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂S­ – газообразное вещество,

Кроме этих простых ионообменных реакций, часто встречаются более сложные реакции:

– образование слабого электролита и газообразного соединения одновременно:

Na₂CO₃ + 2HC1 = 2NaCl + H₂O + СО₂­

– образование нерастворимого соединения и слабого электролита одновременно:

Pb(CH₃COO)₂ + H₂SO₄ = PbSO₄¯ + CH₃COOH

– разложение нерастворимого вещества с образованием газа:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂­

– взаимодействие амфотерных оснований с кислотами:

Сr(OH)₃ + ЗНСl = СгС1₃+ ЗН₂О

– взаимодействие амфотерных оснований со щелочами:

Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]

– получение нормальных (средних) солей из кислых:

KHSO₄ + KOH = K₂SO₄ + H₂O

– получение нормальных (средних) солей из основных:

[СuОН]₂Cl + HCl = CuCl₂ + H₂O

К ионообменным относятся также реакции гидролиза солей, которые рассматриваются в п 5.8..

Уравнения ионообменных реакций, кроме обычного вида, записываются в ионном виде, в котором из него исключаются ионы, которые не связываются в молекулы слабых электролитов, нерастворимых и газообразных веществ. Ионные уравнения ценны тем, что точнее отображают сущность реакций. Обычно одно такое уравнение соответствует нескольким молекулярным.

Рекомендуется следующая последовательность составления ионных уравнений:

1. Записывается уравнение реакции в молекулярном виде.

2. Уравнение повторяется, но сильные электролиты записываются в виде тех ионов, на которые они диссоциируют с учётом их числа в формуле и коэффициента перед формулой вещества.

3. Из уравнения исключаются (сокращаются) «неработающие» ионы, после чего записывается ионное уравнение в окончательном, кратком виде.

При составлении ионных уравнений необходимо уметь отличать сильные электролиты от слабых и знать, какие вещества при условиях протекания реакций являются газами. Необходимо также иметь «под рукой» таблицу растворимости веществ. При наличии опыта второй этап составления ионного уравнения выполняется «в уме», то есть после молекулярного сразу же записывается краткое ионное.

Пример 5.9. Напишите молекулярные и ионные уравнения следующих реакций: 1) нитрата свинца (II) с сульфидом калия; 2) гидросульфида натрия с соляной кислотой 3) гидроксида хрома (III) с азотной кислотой. 54 гидроксида хрома (III) с гидроксидом калия.

Решение. Для первой реакции показываем всю последовательность составления ионного уравнения:

Pb(NO₃)₂ + K₂S = 2KNO₃ + PbS¯

Pb²⁺ + 2NO + 2K⁺ + S^2- = 2K⁺ + 2NO + PbS¯

Pb²⁺ + S^2- = PbS¯

Для остальных реакций второй этап выполняем «в уме» и окончательное краткое уравнение реакции записываем сразу же после молекулярного:

H₂SO₄ + 2NaClO = 2HClO + Na₂SO₄; H⁺ + ClO^– = HClO

NaHS + HCl = H₂S­ + NaCl; HS^– + H⁺ = H₂S­

Cr(OH)₃ + 3HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3H₂O; Cr(OH)₃ + 3H⁺ = Cr³⁺ + 3H₂O

Cr(OH)₃ + 3KOH = K₃[Cr(OH)₆]; Cr(OH)₃ + 3OH^– = [Cr(OH)₆]^3–