Реакции обмена в растворах электролитов

    Реакции обмена в растворах электролитов протекают до конца если образуются: осадки, газы, слабые электролиты, комплексные ионы.

При этом сильные электролиты записываются в виде ионов, слабые в виде молекул. К сильным электролитам относятся:

-основания, растворимые в воде (кроме NH₄OH);

-сильные кислоты (H₂SO₄, HCI, HCIО₄, HNO₃ и др.);

-соли, растворимые в воде.

Например:

1. Реакции с образованием осадков

3СаС1₂ + 2К₃РО₄ = Са₃(РО₄)₂ ↓ +6НС1,

3Са²⁺ + 2РO₄^3- = Са₃(РO₄)₂↓

При записи ионов первым записывается катион.

2. Реакции с выделением газов:

СаS + H₂SO₄ = CаSO₄ + H₂S ↑,

CаS + 2H⁺ = Cа²⁺ + H₂S ↑,

3. Реакция, протекающие с образованием слабого электролита:

        H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂ SO₄ + 2H₂О,                                   

        Н⁺ + ОН^- = Н₂О,

4. Реакция, протекающие с образованием  комплексных ионов:  

               Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ [Zn(OH)₄]  

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

 

В тех случаях, когда малорастворимые вещества (или слабые электролиты) имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ. Например, при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием

CH₃COOH + NaOH Û CH₃COONa + H₂O

CH₃COOH + OH^– Û CH₃COO^– + H₂O.

в реакции участвуют два слабых электролита – слабая кислота (CH₃COOH) и вода. При этом равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита – воды, константа диссоциации которой (1,8 ^. 10^–16) значительно мень­ше константы диссоциации уксусной кислоты (1,8 ^. 10^–5). Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе останет­ся небольшое количество недиссоциированных молекул CH₃COOH и ионов OH^–, так что реакция раствора будет не нейтральной (как при нейтрализации сильной кислоты сильным основанием), а слабощелочной.

Аналогично при нейтрализации слабого основания сильной ки­слотой

2HNO₃ + Mg(OH)₂ ® Mg(NO₃)₂ + 2H₂O

равновесие будет сильно смещено вправо – в сторону образования более слабого электролита (воды), но при достижении равновесия в растворе останется небольшое количество недиссоциированных молекул основания и ионов Н⁺; реакция раствора будет слабоки­слой.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

 

Вода - слабый электролит и диссоциирует по уравнению:

Н₂О  H⁺ + OH^-

Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксила на-зывается ионным произведением воды. Это величина постоянная при постоянной температуре:

 [Н⁺] [ОН^-] = 10^-14 моль/л,

[Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л,

 

отсюда:

 [Н⁺] = 10^-7 моль/л - среда нейтральная,   

                              [Н⁺] > 10^-7  моль/л - среда кислая,

[Н⁺] < 10^-7 моль/л - среда щелочная.

Отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода называется водородным показателем:

                                            pН = - lg   [Н⁺]

Тогда рН различных растворов будет иметь следующие значения: кислого  рН < 7, нейтрального рН = 7, щелочного рН > 7.

Гидролизом с оли называется взаимодействие ионов растворенной соли с ионами воды, сопровождающееся изменением рН раствора. Гидролиз может происходить только тогда, когда из ионов соли и ионов воды образуются малодиссоциирующие вещества. _.

1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются.

NaCl + H₂O

 2. Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, протекает по катиону с образованием основных солей.

             FeCl₃ + Н₂О FeOHCl₂ + НС1,                 

Fe³⁺  + НОН  (FeOH)²⁺ + H⁺                (pH < 7), 

 3. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, протекает по аниону с образованием кислых солей.

            Na₂CO₃ + Н₂О   NaHCO₃ + NaOH,

СО₃^2- + НОН НСО₃^- + ОН^-               (рН > 7).

4. Соли, образованные слабым основанием и слабыми кислотами, подвергаются полному гидролизу.

       2AlCl₃ + 3Na₂S + 6Н₂О = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S ↑ + 6NaCl,

      2Al ³⁺ + 3S^2- + 6Н₂О = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S ↑.