Реакции в растворах электролитов

Химические реакции

       Химические свойства веществ выявляются в химических реакциях. Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей. Химическая реакция изображается в общем виде уравнением

aA + bB = cC + dD,

где вещества A и B, вступившие в реакцию, называют реагентами (или исходными веществами), а новые вещества C и D, образующиеся в результате протекания реакции, - продуктами (или конечными веществами). Целочисленные параметры a, b, c и d в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами.

       Химические реакции классифицируются различными способами:

1) По типу взаимодействия:

       реакции разложения                         2HgO = 2Hg + O₂

           реакции соединения                               2Na + Cl₂ = 2NaCl

       реакции замещения                               CuO + H₂ = H₂O + Cu

       реакции двойного обмена                    CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

       Указанные типы нередко совмещаются в более сложных реакциях. Например:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂­ + H₂O.

Эта реакция – одновременно и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольная кислота H₂CO₃ неустойчива и разлагается на CO₂ и H₂O.

2) По тепловому эффекту:

       экзотермические реакции, протекающие с экзо-эффектом – выделением энергии в форме теплоты (+Q):

C + O₂ = CO₂ + Q,

       эндотермические реакции, протекающие с эндо-эффектом – поглощением энергии в форме теплоты (-Q):

N₂ + O₂ = 2NO – Q.

3) По направлению протекания процесса реакции подразделяются на необратимые, которые протекают только в прямом направлении и завершаются полным превращением реагентов в продукты:

AgNO₃ + NaCl = AgCl¯ + NaNO₃,

и обратимые реакции, которые протекают одновременно в прямом и обратном направлениях, при этом реагенты превращаются в продукты лишь частично (т.е. реакции не идут до конца слева направо):

2SO₂ + O₂ « 2SO₃.

       Необратимость химической реакции подчёркивается в уравнении знаком равенства (=) между формулами реагентов и формулами продуктов, а обратимость реакции – специальным знаком – противоположно направленными стрелками («).

4) По изменению степеней окисления реакции подразделяются на:

       протекающие без изменения степеней окисления всех элементов, входящих в исходные вещества, например

NaOH + HCl = NaCl + H₂O,

и окислительно-восстановительные реакции, протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых (или даже хотя бы одного!) элементов, например:

2Cu⁰ + O⁰ = 2Cu²⁺O^2-,

Cu²⁺O^2- + H⁰ = Cu⁰ + H¹⁺O^2-,

Cl⁰ + 2Na¹⁺O^2-H¹⁺ = Na¹⁺Cl^1- + Na¹⁺Cl¹⁺O^2- + H¹⁺O^2-.

Окислительно-восстановительные реакции

       Окислительно-восстановительные реакции – это химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

       Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом отдаёт свои электроны, то он приобретает положительный заряд, например:

Zn⁰ – 2e = Zn²⁺.

Если отрицательно заряженный ион (заряд –1), например Cl^-, отдаёт 1 электрон, то он становится нейтральным атомом:

Cl^- - 1e = Cl⁰.

Если положительно заряженный ион или атом отдаёт электроны, то величина его положительного заряда увеличивается соответственно числу отданных электронов:

Fe²⁺ - 1e = Fe³⁺.

       Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион:

S⁰ + 2e = S^2-.

Если положительно заряженный ион принимает электроны, то величина его заряда уменьшается, например:

Mn⁷⁺ + 5e = Mn²⁺,

или он может перейти в нейтральный атом:

H⁺ + 1e = H⁰,

Al³⁺ + 3e = Al⁰.

       Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны. Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны.

       Окислитель в процессе реакции восстанавливается, а восстановитель - окисляется.

       Следует помнить, что рассмотрение окисления (восстановления) как процесса отдачи (и принятия) электронов атомами или ионами не всегда отражает истинное положение, так как во многих случаях происходит не полный перенос электронов, а только смещение электронного облака от одного атома к другому.

Реакции в растворах электролитов

       Электролиты – это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью.

       Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

       С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода:

1. Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

2. Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).

Например, можно рассмотреть две реакции:

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­, (1)

2Al + 2KOH + 6H₂O = 2K[Al(OH)₄] + 3H₂­.   (2)

       В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом:

2Al + 2Na⁺ + 2OH^- + 6 H₂O = 2Na⁺ + 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­,     (3)

2Al + 2K⁺ + 2OH^- + 6 H₂O = 2K⁺ + 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­,         (4)

       В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:

2Al + 2OH^- + 6H₂O = 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­.        (5)

       Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы.

       Так, при помощи ионов серебра Ag⁺ можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария Ba²⁺ можно обнаружить ионы SO^2- и наоборот.

       С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.

       Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

       Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.