РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Распад молекул вещества на ионы называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания, соли.

Кислоты - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода: HCN ↔ H⁺ + CN^-

Основания - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов: NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания, например:

2H⁺ + BeO₂^2- ↔ Be(OH)₂ ↔ Be²⁺ + 2OH^-

Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся Al(OH)₃, Ga(OH)₃, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂ и многие другие.

Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов:

BaCl₂ = Ba²⁺ + 2Cl^-

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^-

CuOHCl = CuOH⁺ + Cl^-

Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются почти все соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты, например H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄.

Слабые электролиты в растворах диссоциируют лишь частично. К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, например уксусная кислота CH₃COOH. Из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат H₂O, HCN, H₂SiO₃, HNO₂, NH₄OH.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и идут практически необратимо, если в результате реакции образуются осадки, газы, слабые электролиты. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионных уравнений. В ионных уравнениях осадки, газы, слабые электролиты пишутся в виде молекул. Хорошо растворимые сильные электролиты пишутся в виде ионов.

Рассмотрим типичные варианты реакций в растворах электролитов.

1. AgNO₃ + KCl = AgCl↓ + KNO₃ - молекулярное уравнение

осадок

Ag⁺ + NO₃^- + K⁺ + Cl^- = AgCl↓ + K⁺ + NO₃^- - полное ионное уравнение

Ag⁺ + Cl^- = AgCl↓ - сокращенное ионное уравнение

Сокращенное ионное уравнение выражает сущность протекающей реакции.

2. 2HCl + Na₂S = H₂S↑ + 2NaCl

газ

2H⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + S^2- = H₂S↑ + 2Na⁺ +2Cl^-

2H⁺ + S^2- = H₂S

3. 2KCN + H₂SO₄ = 2HCN + K₂SO₄

слабый электролит

2K⁺ + 2CN^- + 2H⁺ + SO₄^2- = 2HCN + 2K⁺ + SO₄^2-

H⁺ + CN^- = HCN

Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой - слабый электролит. Так, равновесие в системе:

Mg(OH)₂↓ + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂O

Mg(OH)₂↓ + 2H⁺ + 2Cl^- = Mg²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O

Mg(OH)₂↓ + 2H⁺ = Mg²⁺ + 2H₂O

смещено вправо, поскольку ионы OH^- связываются в малодиссоциированные молекулы воды полнее, чем в гидроксиде магния.

Выполнение работы

Опыт 1. Сравнение химической активности кислот

В одну пробирку налейте 1-2 мл раствора уксусной кислоты, в другую - столько же раствора соляной кислоты. Возьмите два приблизительно одинаковых по величине кусочка мрамора и бросьте по одному в каждую пробирку. Какой газ выделяется? В какой пробирке процесс идет более энергично? Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций. От концентрации каких ионов зависит скорость выделения газа? В растворе какой кислоты концентрация этих ионов больше? Сделайте вывод об относительной силе исследованных кислот.

Опыт 2. Реакции, идущие с образованием осадка

Налейте в три пробирки по 1-2 мл хлорида железа (III), сульфата магния, сульфата меди и прибавьте в каждую по такому же количеству щелочи. Наблюдайте образование осадков, отметьте цвет. Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций. Осадки сохраните до следующего опыта.

Опыт 3. Реакции, идущие с образованием слабого электролита

К полученным в предыдущем опыте осадкам гидроксидов железа, магния и меди прилейте раствор соляной кислоты до полного их растворения. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Объясните растворение осадков.

Опыт 4. Реакции, идущие с образованием газа

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора карбоната натрия, прилейте в нее раствор соляной кислоты. Наблюдайте выделение газа. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакции.

Опыт 5. Амфотерные электролиты

К 2-3 мл растворов солей хлорида цинка и сульфата хрома (III) добавьте разбавленный раствор щелочи до выпадения осадков гидроксидов. В каждом случае осадки разделите на две пробирки. В одну из пробирок прилейте раствор соляной кислоты, а в другую - раствор щелочи до растворения осадков. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций для всех химических процессов. Запишите уравнения диссоциации полученных гидроксидов по типу кислот и по типу оснований.

Лабораторная работа 7

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит образованию слабого электролита и сопровождается изменением pH среды.

Суть гидролиза заключается в следующем. При внесении в воду солей, в состав которых входят ионы слабых кислот или слабых оснований, эти ионы связываются с ионами H⁺ или OH^- из воды с образованием слабого электролита, в результате чего нарушается равновесие электролитической диссоциации воды H₂O ↔ H⁺ + OH^-. В растворе накапливаются ионы H⁺ или ОН^-, сообщая полученному раствору кислую или щелочную реакцию. Следовательно, гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят катионы слабого основания или анионы слабой кислоты или те и другие одновременно. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (KCl, LiNO₃, Na₂SO₄ и т.п.) гидролизу не подвергаются. В этом случае ни катион, ни анион соли не будут связывать ионы воды в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие диссоциации воды не нарушается. Реакция среды в растворах таких солей нейтральная (pH = 7).

Можно выделить три типа гидролиза:

1. Г и д р о л и з п о а н и о н у происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований (KCN, Na₂CO₃, Cs₃PO₄ и т.п.) В качестве примера рассмотрим гидролиз цианида калия KCN. Эта соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN. При растворении в воде KCN полностью диссоциирует на ионы K⁺ и CN^-. Катионы K⁺ не могут связывать ионы ОH^- воды, так как KOH - сильный электролит. Анионы же CN^- связывают ионы H⁺ воды, в результате чего в растворе появляются молекулы слабой кислоты HCN и гидроксид-ионы OH^-. Сокращенное ионное уравнение реакции гидролиза имеет вид

CN^- + H₂O ↔ HCN + OH^-

Для написания уравнения реакции в полной ионной форме прибавим к левой и правой частям уравнения ионы, не претерпевающие в результате гидролиза никаких изменений. В рассматриваемом примере - это катионы калия.

K⁺ + CN^- + H₂O ↔ HCN + K⁺ + OH^-

Молекулярное уравнение легко получить из полной ионной формы, соединяя ионы в молекулы с учетом знаков заряда

KCN + H₂O ↔ HCN + KOH

Далее при рассмотрении реакций гидролиза сохранен этот порядок записи уравнений: сокращенное ионное уравнение; полное ионное уравнение; молекулярное уравнение.

Если соль образована сильным основанием и многоосновной слабой кислотой, то гидролиз протекает ступенчато. Например, гидролиз Na₂S (NaOH - сильное основание, H₂S - слабая двухосновная кислота) протекает в две ступени:

I ступень S^2- + H₂O ↔ HS^- + OH^-

2Na⁺ + S^2- + H₂O ↔ Na⁺ + HS^- + Na⁺ + OH^-

Na₂S + H₂O ↔ NaHS + NaOH

II ступень HS^- + H₂O ↔ H₂S + OH^-

Na⁺ + HS^- + H₂O ↔ H₂S + Na⁺ + OH^-

NaHS + H₂O ↔ H₂S + NaOH

При комнатной температуре гидролиз проходит только по первой ступени, поскольку HS^- (продукт первой ступени) более слабый электролит, чем H₂S (продукт второй ступени).

При гидролизе солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, в растворе создается избыток гидроксид-ионов, и реакция раствора будет щелочной (pH > 7).

2. Г и д р о л и з п о к а т и о н у происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот (NH₄Cl, CuSO₄, FeCl₃ и т.п.). Рассмотрим гидролиз ZnSO₄ - соли слабого двукислотного основания Zn(OH)₂ и сильной кислоты H₂SO₄. В этом случае катион Zn²⁺ связывает гидроксид-ионы воды, образуя катионы основной соли (ZnOH)⁺. Образование молекулы Zn(OH)₂ не происходит, так как ионы (ZnOH)⁺ диссоциируют намного труднее, чем молекулы Zn(OH)₂. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Ионы SO₄^2- с ионами H⁺ слабого электролита не образуют. Таким образом соль гидролизуется по катиону:

Zn²⁺ + H₂O ↔ ZnOH⁺ + H⁺

2Zn²⁺ + 2SO₄^2- + 2H₂O ↔ 2ZnOH⁺ + SO₄^2- + 2H⁺ + SO₄^2-

2ZnSO₄ + 2H₂O ↔ (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄

В результате гидролиза такой соли в растворе образуется избыток ионов H⁺, т.е. pH < 7.

3. Г и д р о л и з п о а н и о н у и к а т и о н у одновременно происходит в растворах солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH₄NO₂, Al₂S₃, Fe(CH₃COO)₃ и т.п.). В этом случае с водой взаимодействует как катион слабого основания, так и анион слабой кислоты, например

NH₄⁺ + CH₃COO^- + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

NH₄CH₃COO + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

Гидролиз идет по катиону и аниону, среда близка к нейтральной. pH ~ 7.

Как правило, гидролиз - обратимый процесс: протеканию реакции до конца препятствует обратная реакция нейтрализации. Практически необратимо гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений. Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакции обмена в водных растворах. Например, вместо ожидаемого Cr₂S₃ при смешивании растворов CrCl₃ и Na₂S образуется осадок Cr(OH)₃ и выделяется газообразный H₂S.

2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 6NaCl + 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑

На равновесие гидролиза влияют температура и концентрация. Смещение равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле Шателье. Гидролиз - это реакция, обратная нейтрализации, а нейтрализация - экзотермический процесс, следовательно, гидролиз - эндотермический. Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (то есть смещает равновесие вправо). При постоянной температуре равновесие гидролиза можно сместить вправо (усилить гидролиз), разбавляя раствор водой и удаляя продукты гидролиза. Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево), если увеличить концентрацию продуктов гидролиза.

Выполнение работы

1 2 345