IV. Реакции в растворах Реакции ионного обмена

^{Химические реакции в растворах электролитов протекают, как правило, с высокими скоростями. Большая скорость многих химических реакций в растворах объясняется тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами.}

^{Согласно теории электролитической диссоциации в водных растворах электролиты присутствуют: сильные - в виде ионов, а слабые - преимущественно в виде недиссоциированных молекул.}

^{Запишем уравнение реакции в молекулярной форме:}

^{а) FeCl}₃ ^{+ 3NaOH = Fe(OH)}₃ ^{+ 3NaCl.}

^{Перепишем это уравнение для реального состояния веществ в растворе: растворимые в воде FeCl}₃^{, NaOH, NaCl (сильные электролиты) в виде ионов, а нерастворимый в воде Fe (OH)}₃ ^{(слабый электролит) в молекулярном виде:}

^{Fe3+ + 3Cl- + 3Na+ + 3OH- = Fe(OH)}₃ ^{+ 3Na+ + 3Cl- .}

^{Это ионное уравнение реакции (полное ионно-молекулярное уравнение). Исключим из обеих частей ионного уравнения одноименные ионы, т.е. ионы, не участвующие в реакции. В окончательном виде получим сокращенное ионно-молекулярное уравнение реакции:}

^{Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)}₃^.

^{Как видно из этого уравнения, реакция сводится к взаимодействию ионов Fe3+ и OH,- в результате чего образуется осадок Fe(OH)}_3.

^{При смешении растворов, содержащих ионы Fe3+ и ионы OH-, всегда образуется осадок гидроксида железа (III).}

^{б) Fe}₂^(SO₄⁾₃^{+ 6NaOH = 2Fe(OH)}₃ ^{+ 3Na}₂^SO₄

^{2Fe3+ + 6OH- = 2Fe(OH)}₃ ^;

^{в) 2Fe(NO}₃⁾₃ ^{+ 3Ba(OH)}₂ ^{= 2Fe(OH)}₃ ^{+ 3Ba(NO}₃⁾₂

^{2Fe3+ + 6OH- = 2Fe(OH)}₃ ^.

^{Из этих трех уравнений видно, что не имеет значения, в состав каких электролитов входили ионы Fe3+ и OH- до их взаимодействия, но в результате получается один продукт – гидроксид железа (III).}

^{Запишем молекулярное уравнение реакции}

^{KCl + NaNO}₃ ^{= KNO}₃ ^{+ NaCl.}

^{Ионное уравнение запишется}

^{K+ + Cl- + Na+ + NO}₃^{- = K+ + Cl- + Na+ + NO}₃^-.

^{Так как исходные вещества и продукты хорошо растворимы в воде (сильные электролиты), то реакция в растворе обратима. С точки зрения теории электролитической диссоциации реакции не происходит. Однако, если выпарить раствор, то получится смесь четырех солей: KCl, NaNO}₃^{, KNO}₃^{, NaCl.}

^{Реакции в растворах необратимы в трех случаях:}

^{1.Реакции протекают с образованием малорастворимых соединений:}

^AgNO₃ ^{+ HCl = AgCl + HNO}₃ ^,

^{Ag+ + NO}₃^{- + H+ + Cl- = AgCl + H+ + NO}₃^{- ,}

^{Ag+ + Cl- = AgCl .}

^{2. Реакции протекают с образованием легколетучих соединений (газы):}

^Na₂^CO₃ ^{+ H}₂^SO₄ ^{= Na}₂^SO₄ ^{+ CO}₂ ^{+ H}₂^{O ,}

^{2Na+ + CO}₃^{2- + 2H+ + SO}₄^{2- = 2Na+ + SO}₄^{2- + CO}₂ ^{+ H}₂^{O ,}

^CO₃^{2- + 2H+ = CO}₂ ^{+ H}₂^{O .}

^{3. Реакции протекают с образованием слабо диссоциирующих соединений (слабых электролитов):}

^{HCl + KOH = KCl + H}₂^{O ,}

^{H+ + Cl- + K+ + OH- = K+ + Cl- + H}₂^{O ,}

^{H+ + OH- = H}₂^{O .}

^{Таким образом, реакции в растворах электролитов практически необратимо протекают в сторону образования осадков, газов, слабых электролитов.}

Гидролиз солей

^{Практика показывает, что водные растворы средних солей могут иметь щелочную, кислую или нейтральную реакцию, хотя они не содержат ни водородных, ни гидроксидных ионов в формуле.}

^{Объяснение этому факту можно найти во взаимодействии ионов соли с водой с образованием слабого электролита. Обменная реакция между солью и водой называется гидролизом соли.}

^{Возможны три случая гидролиза:}

^{1.Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз, например, карбоната натрия протекает следующим образом:}

^{I ступень. Na}₂^CO₃ ^{+ HOH = NaHCO}₃ ^{+ NaOH}

^CO₃^{2- + HOH = HCO}₃^{- + OH-,}

^{II ступень. NaHCO}₃ ^{+ HOH = H}₂^CO₃ ^{+ NaOH}

^HCO₃^{- + HOH = H}₂^CO₃ ^{+ OH-.}

^{При гидролизе ионы CO}₃^{2- связывают ионы H+ из воды в слабый электролит HCO}₃^{-. При этом ионы Na+ не могут связать OH- в молекулы, т.к. NaOH является сильным электролитом. В растворе создается избыток OH-, поэтому раствор приобретает щелочную реакцию (pH >7).}

^{2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Гидролиз, например, хлорида алюминия протекает по трем ступеням:}

^{I ступень. AlCl}₃ ^{+ HOH = Al (OH)Cl}₂ ^+HCl

^{Al3+ + HOH = [Al (OH)]2+ + H+,}

^{II ступень. Al (OH)Cl}₂ ^{+ HOH = Al (OH)}₂^{Cl + HCl}

^{[Al (OH)]2+ + HOH = [Al (OH)}₂^{]+ + H+,}

^{III ступень практически не протекает.}

^{При гидролизе ионы Al3+ связывают ионы OH- из воды в слабый электролит [Al (OH)]2+. В растворе создается избыток H+, так как ионы Cl- не могут связать H+ в молекулы. Поэтому раствор приобретает кислую реакцию (pH <7).}

^{3. Соль образована слабой кислотой и слабым основанием. Гидролиз, например, карбоната аммония:}

^(NH₄⁾₂^CO₃ ^{+HOH = NH}₄^{OH + NH}₄^HCO₃

^NH₄^{+ +CO}₃^{2- + HOH = NH}₄^{OH + HCO}₃^-.

^{При гидролизе ионы соли одновременно связывают ионы H+ и OH- из воды в слабые электролиты. Реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и основания (силы кислоты и основания).}

^{Если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации основания, раствор имеет кислую реакцию (pH < 7).}

^{Если константа диссоциации кислоты меньше константы диссоциации основания, раствор имеет щелочную реакцию (pH >7).}

^{Так, реакция водного раствора (NH}₄⁾₂^CO₃ ^{слабощелочная, т.к. константа диссоциации NH}₄^{OH больше константы диссоциации HCO}₃^-.

^{Если соли образованы сильными кислотами и сильными основаниями, например, сульфат калия - K}₂^SO_4, ^{такие соли гидролизу не подвергаются так как в результате реакции обмена образуются сильные кислоты и сильные основания.. Раствор будет иметь нейтральную реакцию.}