Знания, необходимые для изучения темы

Министерство образования Республики Беларусь

УО “Могилевский государственный университет продовольствия”

Кафедра химии

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ (обменные) РЕАКЦИИ

В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Методические указания и контрольные задания

К самостоятельной работе для студентов технологических специальностей

 

Могилев 2004

 

УДК 541.4

Рассмотрены и утверждены
на заседании кафедры химии
31 августа 2004 г.
Протокол № 1

 

Составитель профессор Ясинецкий В.В.

Рецензент доцент Сухарева Н.И.

 

© Могилевский государственный университет продовольствия

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ (обменные) РЕАКЦИИ В ВОДНЫХ

РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1. Отличительные особенности обменных реакций. Условия, необходимые для ионно-молекулярного взаимодействия веществ в водных растворах электролитов.

2. Обратимые и практически необратимые ионные реакции. Преимущественное направление реакций обмена.

3. Ионно-молекулярные уравнения реакций обмена.

4. Количественная характеристика ионно-молекулярного взаимодействия. Константа равновесия, степень протекания ионно-молекулярной реакции.

5. Смещение равновесия обменного взаимодействия веществ (применение принципа Ле Шателье к ионно-молекулярным реакциям).

Знания, необходимые для изучения темы

· Классификация неорганических веществ; электролиты и

· неэлектролиты.

· Сильные и слабые электролиты, уравнения их диссоциации.

· Реакции гидролиза.

· Гетерогенные ионно-молекулярные реакции (реакции

· образования малорастворимых электролитов).

· Комплексные соединения, реакции их образования и

· разрушения.

· Химическое равновесие; константа химического равновесия

· (константа диссоциации электролита, произведение

· растворимости, константа нестойкости комплексных соединений).

 

 

 

1 Отличительные особенности обменных реакций в водных растворах

электролитов. Условия, необходимые для их протекания

Большинство химических реакций, протекающих в водных растворах электролитов, можно систематизировать по общим признакам: реакции, в которых меняются степени окисления элементов – их называют окислительно-восстановительными, и реакции без изменения степеней окисления. К последним относят реакции, в которых исходные вещества (молекулы или ионы) обмениваются своими составными частями или соединяются друг с другом, образуя новые вещества - их называют ионно-молекулярными или обменными. Чаще всего к таким реакциям относят диссоциацию электролитов, гидролиз, образование (и растворение) малорастворимых электролитов, комплексообразование.

Для качественной оценки возможности и преимущественного направления реакций обмена в растворах обычно применяют следующие правила:

а) Если при любом возможном сочетании исходных веществ (или их ионов) не образуются слабые электролиты или малорастворимые вещества (газы или осадки), то ионно-молекулярная (обменная), реакция не идет; например, при смешивании разбавленных растворов хлорида калия и серной кислоты:

2KCl + H₂SO₄ ®2HCl + K₂SO₄ потенциальные продукты реакции (HCl и K₂SO₄) — сильные, хорошо растворимые электролиты, поэтому реакция обмена не идет (химическая природа исходных веществ при смешивании их растворов не меняется).

б) Если продукты реакции — слабые электролиты или малорастворимые вещества, то реакция обмена идет. При этом, если исходные вещества – хорошо растворимые, сильные электролиты, то реакция практически необратима. Если среди исходных также имеются малорастворимые вещества или слабые электролиты, то устанавливается химическое равновесие, полного превращения исходных веществ в продукты не происходит.

в) Если возможно несколько вариантов ионно-молекулярного взаимодействия исходных веществ, то преимущественно протекает реакция, в результате которой образуются наиболее слабые (или наименее растворимые) продукты.

Как показывает опыт, учет условий (б) и (в) наиболее часто вызывает сложности, например при выполнении “цепочек превращений” заданных веществ: в качестве вариантов нередко предлагаются реакции с пренебрежительно малым выходом заданного продукта.

ПРИМЕРЫ ионно-молекулярных реакций(продукты, обуславливающие реакцию, написаны первыми и выделены жирным шрифтом):

NaF + HCl ® HF + NaCl – образуется слабая кислота (1.1)

K₂CrO₄+2AgNO₃ ® Ag₂CrO₄¯;+2KNO₃ – образуется малорастворимая соль (1.2)

CuSO₄ + 2NaOH ® Cu(OH)₂¯; + Na₂SO – образуется слабый, малорастворимый

электролит (осадок) (1.3)

Na₂S + 2HCl ® H₂S­ + 2NaCl - образуется слабый, малорастворимый

электролит (газ) (1.4)

Сa(HCO₃)₂ + 2HCl ® H₂CO₃ + CaCl₂ - образуется слабый, непрочный

электролит: H₂CO₃ ® CO₂­ +H₂ (1.5, а)

Na₂SO₃ + 2HCl ® H₂SO₃ + 2NaCl - образуется слабый, непрочный

электролит: H₂SO₃ ® SO₂­ +H₂O (1.5, б)

Реакции (1.5, а) и (1.5, б) качественно похожи, однако в случае (1.5, б) возможны варианты в конечных образующихся продуктах и, соответственно, в записи уравнения реакции. Дело в том, что растворимость сернистого ангидрида (около 2 моль/л) гораздо больше, чем углекислого газа, поэтому выделяться в виде газа (с характерным запахом) он будет только при действии кислот на концентрированные растворы сульфитов или при их нагревании (что необходимо указывать в уравнении реакции): Na₂SO₃ + 2HCl ® H₂SO₃ + 2NaCl

t⁰ → SO₂­ +H₂O

FeCl₃ + 6KF ® K₃ [FeF₆ ] – образуется слабый электролит,

комплексное соединение (1.6)

Реакции (1.1 – 1.6) практически необратимы, т.к. в них участвуют сильные, хорошо растворимые электролиты.

2K[Al(OH)₄] + CO₂ «2 H₂O + Al(OH)₃¯;+ K₂CO₃ – образуются два слабых

электролита, один из них малорастворим (осадок) (1.7)

Строго говоря, реакцию (1.7) следует отнести к равновесным превращениям, т.к. слева также имеется слабый электролит – гидроксокомплекс; однако практически реакция протекает настолько полно, что применяется при количественном выделении алюминия из растворов.

К числу практически необратимых ионно-молекулярных реакций относятся некоторые варианты гидролиза, например:

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 6H₂O ® 2 Al(OH)₃¯; + 3 CO₂↑; + 3Na₂SO₄ (1.8)

NaAlO₂ + 2H₂O ® Na [Al(OH)₄] (1.9)

В реакции (1.8) имеет место взаимное усиление гидролиза, в результате которого продукты уходят из раствора (в виде осадка и газа); в реакции (1.9) молекулы воды, гидратируя метаалюминат-ионы, образуют еще более слабый электролит - гидроксид-ионы, связанные к тому же в комплекс.

Ca(H CO₃)₂ + 2K OH ® 2 H₂O + CaCO₃¯; – образуются слабый электролит

(H₂O ) и малорастворимая соль (CaCO₃) (1.10)

В отличие от предыдущих примеров здесь обмен ионами может протекать неоднозначно. Довольно часто причиной обменного взаимодействия считают образование “малорастворимого Ca(OH)₂” При этом не рассматривается другой, более предпочтительный вариант – связывание ионов водорода (из HCO₃^-) и гидроксид-ионов с образованием слабейшего из неорганических электролитов – воды; карбонат-ионы, в свою очередь, связываются с ионами кальция, образуя еще и малорастворимую соль.

Ионно-молекулярные реакции с участием аммиака и солей аммония.

Аммиак, реагируя с водой, в растворе образует две химические формы, участвующие в равновесии: NH₃ + H₂O «NH₃*H₂O ® NH₄⁺ + OH^– В связи с этим в ионно-молекулярных реакциях аммиак может проявлять свои свойства двояко: или как слабое основание, или как лиганд. В разбавленных растворах аммиака обычно проявляется его свойство основания, в концентрированном растворе, при наличии комплексообразователя, - свойство лиганда.

Примеры: Написать уравнения реакций сульфата меди и аммиака в водном растворе CuSO₄ + NH₃*H₂O «… (1.11)

 

CuCl₂ + NH₃*H₂O _{разб.недост.} «(CuOH)Cl¯; + NH₄Cl (1.11, a)

CuCl₂ + 2 NH₃*H₂O _изб. «(CuOH)₂¯;+ 2NH₄Cl (1.11, б)

CuCl₂ + 4NH_{3 конц.изб.} «[Cu(NH₃)₄]Cl₂ (1.11, в)