Лекция № 3 ионно-обменные реакции. Окислительно-восстановительные реакции

1. Ионно-обменные реакции

1.1. Необратимые ионно-обменные реакции

Ионно-обменные реакции – это реакции обмена между ионами в результате которого образуются слабый электролит, осадок, газ или комплексное соединение.

Примеры ионно-обменных реакций:

1) Образование слабого электролита

NaF + HCl ® HF + NaCl – молекулярное уравнение,

Na⁺ + F^– + H⁺ + Cl^– ® HF + Na⁺ + Cl^– – полное ионное уравнение,

F^– + H⁺® HF – сокращенное ионное уравнение.

К данному случаю относятся также реакции нейтрализации:

НСl + КОН ® КСl + Н₂О,

Н⁺ + Сl^– + К⁺ + ОН^– → К⁺ + Сl^– + Н₂О,

Н⁺ + ОН^– → Н₂О.

2) Образование осадка

Pb(NO₃)₂ + K₂CrO₄ ® PbCrO₄¯ + 2KNO₃,

Pb²⁺ + 2NO₃^– + 2K⁺ + CrO₄^2– ® PbCrO₄¯ + 2K⁺ + 2NO₃^–,

Pb²⁺ + CrO₄^2– ® PbCrO₄¯.

3) Образование газообразного вещества

Na₂S + 2HCl ® H₂S­ + 2NaCl,

2Na⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^– ® H₂S­ + 2Na⁺ + 2Cl^–,

S^2– + 2H⁺ ® H₂S­.

4) Образование комплексного соединения

CuSO₄ + 4NH₃ ® [Cu(NH₃)₄]SO₄,

Cu²⁺ + 4NH₃ + SO₄^2– ® [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2–,

Cu²⁺ + 4NH₃ ® [Cu(NH₃)₄]²⁺.

В приведенных примерах обратные реакции практически не протекают.

1.2. Обратимые ионно-обменные реакции

Если исходные вещества и продукты реакции содержат слабый электролит, газ, осадок или комплексное соединение, то такие реакции являются обратимыми. В случае обратимых реакций исходные вещества отделяются от продуктов реакции знаком равновесия – ««».

Примеры обратимых ионно-обменных реакций:

1) Образование слабых электролитов

NaF + CH₃COOH « HF + CH₃COONa,

Na⁺ + F^– + CH₃COOH « HF + CH₃COO^– + Na⁺,

F^– + CH₃COOH « HF + CH₃COO^–.

Равновесие данной реакции будет смещено в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону обратной реакции, так как К_д(HF) = 6,5·10^-4 больше К_д(СH₃СООН) = 1,75·10^-5.

2) Образование газообразных веществ

2К₂СО₃ + Н₂SО₃ ↔ Н₂СО₃ + К₂SО₃,

2К⁺ + СО₃^2– + Н₂SО₃ ↔ Н₂СО₃ + 2К⁺ + SО₃^2–,

СО₃^2– + Н₂SО₃ ↔ Н₂СО₃ + SО₃^2–.

В исходных веществах и продуктах реакции содержатся слабые термически нестойкие кислоты, при разложении которых образуются соответственно СО₂ и SО₂. Равновесие будет смещаться в сторону прямой реакции, так как константа диссоциации угольной кислоты (К_д1 = 4,5·10^–7) меньше чем у сернистой кислоты (К_д1 = 1,3·10^–2).

3) Образование осадков

KI + AgCl¯ ↔ KCl + AgI¯,

K⁺ + I^– + AgCl¯ ↔ K⁺+ Cl^– + AgI¯,

I^– + AgCl¯ ↔ Cl^– + AgI¯.

Для прогнозирования смещения равновесия в данной реакции необходимо сравнить произведения растворимостей, образующихся осадков. Из значений ПР(AgCl) = 1,8·10^–10 и ПР(AgI) = 1,0·10^–16 следует, что равновесие будет практически полностью смещено в сторону прямой реакции, т.е. в сторону образования значительно менее растворимого осадка.

4) Образование комплексных соединений

К₄[Cо(СN)₆] + 6NH₃ «[Cо(NH₃)₆](СN)₂ + 4КСN,

4К⁺ + [Cо(СN)₆]^4– + 6NH₃ «[Cо(NH₃)₆]²⁺ + 6СN^– + 4К⁺,

[Cо(СN)₆]^4– + 6NH₃ «[Cо(NH₃)₆]²⁺ + 6СN^– .

Из сравнения значений констант нестойкостей ионов К_н([Cо(СN)₆]^4– ) =

1,2·10^–19 и К_н([Cо(NH₃)₆]²⁺) = 2,5·10^–4 следует, что равновесие будет практически полностью смещено влево, так как цианидный комплекс кобальта значительно более прочный чем аммиачный.

2 Гидролиз – это обменная реакция взаимодействия вещества с водой. Гидролизу подвергаются вещества различных классов неорганических и органических соединений. Далее материал посвящен гидролизу водных растворов солей.

Разберем процессы, происходящие при гидролизе, на примере водного раствора ацетата натрия. При растворении соли в воде происходит её диссоциация на катионы и анионы СН₃СООNа → Nа⁺ + СН₃СОО^-.

Образующиеся ионы взаимодействуют с полярными молекулами воды с образованием сильного основания (NаОН) и слабой кислоты (СН₃СООН). Это приводит к связыванию ионов водорода и к появлению избытка гидроксид ионов СН₃СОО^– + Н⁺ОН^– ↔ СН₃СООН + ОН^–. Реакция среды в данном случае щелочная. Таким образом, гидролиз – это ионообменная реакция соли с водой в результате которой изменяется рН-раствора. Так как в процессе гидролиза образуются кислота и основание можно считать, что гидролиз это реакция обратная реакции нейтрализации.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Например: NаСl, К₂SО₄ и др.

Для описания гидролиза будем применять сокращенную фирму записи, включающую диссоциацию соли и взаимодействие с водой только тех ионов, которые приводят к гидролизу.

Примеры различных случаев гидролиз:

1) Гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой

NH₄CI → NH₄⁺ + СІ^–, NH₄⁺ + НОН ↔ NH₄OH + Н⁺, рН< 7.

Гидролиз протекает по катиону, реакция среды кислая.

2) Гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой

NaNО₂ → Na⁺ + NO₂^–, NO₂^– + НОН ↔ НNО₂ + OН^–.Гидролиз протекает по аниону, реакция среды щелочная.

3) Гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой (NH₄NО₂).

NH₄NО₂ → NH₄⁺ + NO₂^–,

NH₄⁺ + NO₂^– + НОН ↔ NH₄OH + НNО₂, рН< 7.

Гидролиз протекает как по катиону так и по аниону, но реакция среды кислая так как, константа диссоциации слабой кислоты (К_д(НN02) = 6,2·10^–4) больше константы диссоциации слабого основания ( К_д(NH4OH) = 1,8·10^–5).