ПРИМЕР 3. Растворение малорастворимого электролита. Реакции ионного обмена - реакции связывания ионов, которое происходит при образовании слабого или малорастворимого электролита

Общие сведения.

Реакции ионного обмена - реакции связывания ионов, которое происходит при образовании слабого или малорастворимого электролита. Реакции ионного обмена подчиняются всем закономерностям химической термодинамики, т.е. они протекают самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса системы (DG < 0) до достижения состояния равновесия (DG = 0).

Количественной мерой степени протекания реакции "слева направо" является константа равновесия, вычисляемая по общим правилам. Если Кс > 1, равновесие смещено в сторону протекания прямой реакции, при Кс < 1 - в сторону обратной реакции.

Константа равновесия Кс рассчитывается через константы диссоциации слабых электролитов в общем случае по формуле: Кс = К исх./К прод., (1)

где К исх. – константа диссоциации слабого электролита, вступающего в реакцию, К прод. – константа диссоциации слабого электролита, получающегося в результате реакции.

Таким образом, реакции ионного обмена можно свести к двум взаимосвязанным процессам: диссоциации электролитов, вступающих в реакцию, и связывании ионов с образованием продуктов.

Общим выводом является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении наиболее прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования соединения с наименьшим значением константы диссоциации.

Для правильного отражения процессов при реакции ионного обмена уравнения записывают в ионно-молекулярной форме. При этом исходят из реального состояния каждого вещества в системе: сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые электролиты - в молекулярной форме.

ПРИМЕР 1. Реакция нейтрализации -реакция между кислотой и основанием с образованием соли и воды: CH₃COOH + NaOH = CH₃COONa + H₂O

ионно-молекулярное уравнение: CH₃COOH + OH^-= CH₃COO^- + H₂O

Расчет константы равновесия реакции: Кс = [ CH₃COO^-] [ H₂O ] / [ CH₃COOH ] [ OH^-] =

= Кд/Кв = 1.75 10^-5/10^-14= 1.75 10⁹ >> 1, равновесие смещено вправо – идет прямая реакция.

ПРИМЕР 2. Гидролиз солей: взаимодействие соли с водой - реакция обратная реакции нейтрализации.

А). соли сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергаются, т.к. в реакции не образуется слабого электролита. Среда в растворе таких солей нейтральная, рН = 7.

Б). соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

NH₄Cl + H₂O Û NH₄OH + HCl

ионно-молекулярное уравнение: NH⁺ + H₂O Û NH₄OH + H⁺

Константа равновесия реакции (константа гидролиза): Кг = Кв/К _NH_OH= 10^-14/1.8 10^-5 = 5.6 10^-10

Константа гидролиза Кс < 1, т.о. равновесие в данной реакции смещено влево, однако возникающий избыток ионов Н⁺ приводит к изменению характера среды. Расчет рН: [Н⁺] = (Сс К _NH_OH)^1/2. Так, если концентрация раствора NH₄Cl равна Сс = 0.3 моль/л, получим: [Н⁺] = 1.3 10-5 моль/л,

рН = 4.9 < 7, т.о. возникает кислая среда.

Для растворов солей сильной кислоты и слабого многокислотного основания гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли:

CuCl₂ + H₂O Û CuOHCl + HCl

ионно-молекулярное уравнение: Cu²⁺ + H₂O Û CuOH⁺ + H⁺

В). соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

Na₂S + H₂O Û NaHS + NaOH

ионно-молекулярное уравнение: S^2- + H₂O Û HS^- + OH^-

Константа гидролиза Кг = Кв/К_HS= 10^-14/1.2 10^-14 = 0.83. Избыток ионов OH^-приводит к изменению характера среды. Расчет аналогичен предыдущему примеру: [ОН^-] = (Сс К _HS)^1/2,[Н⁺] = 10^-14/[ОН^-].

Так, при концентрации соли Сс = 0.01 моль/л: [Н⁺] = 1.1 10^-11, рН» 11 > 7, т.о. образуется щелочная среда.

Соли многоосновных слабых кислот гидролизуются преимущественно по первой ступени с образованием кислых солей.

Г). соли слабой кислоты и слабого основания (гидролиз по аниону и по катиону):

CH₃COONH₄ + H₂O Û CH₃COOH + NH₄OH

ионно-молекулярное уравнение: CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O Û CH₃COOH + NH₄OH

Константа гидролиза рассчитывается по уравнению: Кг = Кв/Кк Ко. В данном случае равновесие реакции как правило сильно смещено вправо, a характер среды определяется относительной силой кислоты и основания. Во многих случаях гидролиз протекает необратимо, и такие соли в растворе существовать не могут: Al₂(CO₃)₃+ 6 H₂O = 2 Al(OH)₃¯ + H₂CO₃

ПРИМЕР 3. Растворение малорастворимого электролита.

CaCO₃ + 2 HCl = CaCl₂ + H₂CO₃

ионно-молекулярное уравнение: CaCO₃ + 2 H⁺ = Ca²⁺ + H₂CO₃

Константа равновесия: Кс = [ Ca²⁺] [ H₂CO₃] / [H⁺]² = К_CaCO/К_H_CO = 3.7 10^-9/ 2.1 10^-17 = 1.7 10⁸

Кс >> 1, равновесие смещено вправо – идет процесс растворения.