+ Na + + F O + H

+ Na + + F O + H F H H + Na + H O Тема 10. Обменные реакции в растворах электролитов 10. 1. Направление обменных реакций. -

Обменными принято называть реакции, в которых реагирующие молекулы и ионы, сталкиваясь, передают другу какие-либо частицы n n n Сущность протекающих при обменных реакциях процессов наиболее полно выражают уравнения реакций в ионно-молекулярной форме. При записи уравнения реакции в ионно-молекулярной форме газы, слабые и средние электролиты записывают в виде молекул, а сильные – в виде ионов. Na. OH + HBr→ Na. Br + H 2 O Na+ + OH- + H++ Br-→ Na++ Br- + H 2 O H++ OH- → H 2 O Любая ионообменная реакция протекает в сторону образования слабого электролита. Если в результате реакции слабого электролита не образуется, реакция не идет.

Необратимый обменные реакции n Если слабый электролит или газ присутствует только в продуктах реакции, реакция необратимо протекает только в прямом направлении: 1) реакции, протекающие с образованием газа: Na 2 CO 3+H 2 SO 4 →Na 2 SO 4+CO 2+H 2 O 2 Na++CO 32 -+2 H++SO 42 - → 2 Na++ SO 42 -+CO 2+H 2 O CO 32 -+2 H+→CO 2+H 2 O 2) реакции, протекающие с выделением осадка: Ba. Cl 2+Na 2 SO 4 → Ba. SO 4 +2 Na. Cl Ba 2++2 Cl-+ 2 Na++ SO 42 - → Ba. SO 4 + 2 Na++ 2 Cl. Ba 2++ SO 42 - → Ba. SO 4 3) реакции, протекающие с образованием слабого электролита: KCN+HCl → HCN+KCl K++CN-+H++Cl- → HCN+K++Cl. CN-+H+ → HCN

Обратимые обменные реакции n n n Если слабый электролит или газ присутствует как в исходных веществах, так и в продуктах реакции, реакция обратима и может протекать как в прямом, так и в обратном направлении CH 3 COOH + KOH ⇄ CH 3 COOK + H 2 O Равновесие смещено в сторону образования более слабого электролита CH 3 COOH + K++OH- ⇄ CH 3 COO-+K++ H 2 O CH 3 COOH + OH- ⇄ CH 3 COO-+ H 2 O NH 4 OH + HNO 3 ⇄ NH 4 NO 3 + H 2 O NH 4 OH + H++ NO 3 - ⇄ NH 4+ +NO 3 - +H 2 O NH 4 OH + H+ ⇄ NH 4+ + H 2 O Реакции нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания обратимы.

10. 2. Гидролиз n Гидролиз – это взаимодействия вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Процесс гидролиза солей – это процесс обратный реакции нейтрализации. n 10. 2. 1. Влияние природы соли на процесс гидролиза 1) Соли, образованные сильным основанием и сольной кислотой n Na. Cl +H 2 O⇄ гидролиз не идет Na. OH +HCl→Na. Cl+H 2 O – необратимая реакция гидролизу не подвергаются

n 2) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой: Na 2 CO 3+H 2 O⇄ Na. HCO 3 + Na. OH 2 Na+ + CO 32 -+HOH ⇄ HCO 3 - + OH-+2 Na+ H 2 CO 3 ⇄ H++HCO 3 - KI = 4, 5 10 -7 HCO 3 - ⇄ H++CO 32 - KII = 4, 7 10 -11 Реакция среды – основная (р. Н>7). Гидролиз идет по первой ступени. n 3) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой: Cu. Cl 2 + H 2 O⇄ Cu. OHCl + HCl Cu 2++2 Cl- + HOH ⇄ Cu. OH++H++2 Cl. Реакция среды – кислая (р. Н<7). Гидролиз идет по первой ступени.

n 4) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой: (NH 4)2 S + 2 H 2 O⇄ 2 NH 4 OH+H 2 S 2 NH 4+ + S 2 - +2 HOH⇄ 2 NH 4 OH+H 2 S Реакция среды – близка к нейтральной (р. Н≈7). Гидролиз идет до конца Гидролиз идет по иону слабого электролита. Характер среды определяется природой сильного электролита n Опыт: 2 Al. Cl 3+3 Na 2 CO 3+3 H 2 O⇄ 2 Al(OH)3+3 H 2 CO 3+6 Na. Cl 2 Al 3++6 Cl-+6 Na++3 CO 32 -+3 HOH ⇄ 2 Al(OH)3+3 H 2 CO 3+6 Na++6 Cl- Соли, разные по природе, могут усиливать гидролиз друга

10. 2. 2. Количественные характеристики процесса гидролиза солей n n n 1. Равновесие процесса гидролиза характеризуется константой гидролиза Кг: а) Соль образована слабым основанием и сильной кислотой: NH 4 Cl + H 2 O ⇄ NH 4 Cl + HCl NH 4++ HOH ⇄ NH 4+ + H+ Kt+ + HOH ⇄ Kt. OH + H+ [H+][OH-]=KW ; [HOH] ≈ Const;

n б) Соль образована сильным основанием и слабой кислотой: n в) Соль образована слабым основанием и слабой кислотой: 2. Степень гидролиза – это доля вещества, подвергшегося гидролизу. n Диссоциация n Константа диссоциации Кд Степень диссоциации α K д = α 2 C n n n Гидролиз n Константа гидролиза Кг Степень гидролиза h Kг = h 2 C n n

10. 2. 3. Влияние концентрации соли на процесс гидролиза. По мере разбавления раствора степень гидролиза возрастает n 10. 2. 3. Влияние температуры на процесс гидролиза. n Гидролиз – эндотермический процесс. Повышение температуры усиливает процесс гидролиза.

10. 3. реакции с образованием осадков. Произведение растворимости Ba(NO 3)2+Na 2 SO 4 → Ba. SO 4↓+ 2 Na. NO 3 В насыщенном растворе: Ba. SO 4 кр ⇄ Ba 2++SO 42 Kp = [Ba 2+]p[SO 42 - ]p = ПР Произведение растворимости - это константа равновесия процесса растворения малорастворимого электролита.

Практическое использование величины ПР 1) вычисление величины растворимости (s) соли: n Pb. I 2 ⇄ Pb 2++2 IS s 2 s ПР= [Pb 2+][I-]2 = s (2 s)2 = 4 s 3 Ba. SO 4 кр ⇄ Ba 2++SO 42 s s s ПР = [Ba 2+][SO 42 - ]= s 2 n Соль выпадает в осадок , когда ее концентрация в растворе превышает ее растворимость (С > s) Pb. Cl 2 C>s Pb(NO 3)2 Pb. SO 4 Cs Fe. Cl 3 Cs Cs Ni(OH)2 C>s Ni(NO 3)2 C