СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ. СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ИОННЫЕ РЕАКЦИИ

Электролиты при растворении в воде в большей или меньшей степени распадаются на ионы. Свойство электролита в различной степени диссоциировать на ионы выражается степенью диссоциации. Степень диссоциацииa – это от-ношение числа молекул, распавшихся на ионы а, к общему числу молекул электролита А:

a = .

Она выражается в процентах (от 0 до 100 %) или в долях единицы (от 0 до 1). По степени диссоциации электролиты условно делят на две группы: сильные и слабые. Если в 0,1 н растворах она больше или меньше 30 %, то соответственно и вещества относят к сильным или слабым электролитам.

Степень диссоциации электролитов зависит от природы электролита и растворителя, от температуры и концентрации раствора. Чем больше разбавлен раствор, тем более полно происходит процесс диссоциации электролита.

В растворах электролитов непрерывно происходят процессы ионизации и моляризации вследствие их обратимости. При этом наблюдается динамическое равновесие, состав раствора сохраняется постоянным, а процесс электро-литической диссоциации не прекращается. Если же в раствор ввести некоторое другое вещество, то его ионы могут вступать в реакцию с первым веществом и образовать новое вещество, которое не вводилось в раствор. Таким образом, в водных растворах электролитов химические реакции могут протекать с участием ионов. Такие реакции называются ионными, а уравнения этих реакций – ионными уравнениями. Например, при взаимодействии нитрата меди(II) с раствором гидроксида калия выпадает осадок гидроксида меди(II):

Cu(NO₃)₂ + 2КОН = Сu(ОН)₂¯ + 2KNO₃

Написанное таким образом уравнение обычно называют уравнением в молекулярной форме. Механизм описываемой реакции сводится к следующему: в отдельно приготовленных растворах нитрата меди и гидроксида калия устанав-ливается равновесие:

в первом растворе Cu(NO₃)₂ ⇄ Cu²⁺ + 2NO^-₃,

а во втором растворе КОН ⇄ К⁺+ОН^-

Оба эти соединения представляют собой сильные электролиты, т.е в раз-бавленных растворах эти вещества находятся преимущественно в виде ионов. При сливании этих двух растворов ионы ОН^- встречаются не только с ионами калия, но и с ионами меди и вступают с ними в реакцию:

Cu²⁺ + 2ОН^- = Cu(OН)₂

Эта реакция происходит достаточно быстро, так как гидроксид меди(II) является слаборастворимым соединением и выпадает в осадок. В растворе остаются катионы калия и анионы NO^-₃. Они также будут встречаться между собой, но образования осадка нитрата калия не произойдет, потому что он хорошо растворим в воде. Чтобы изобразить ионное уравнение, надо формулы растворимых сильных электролитов записать в виде тех ионов, на которые они диссоциируют в растворе, а формулы слабых электролитов и веществ, выпада-ющих в осадок, - в исходном, молекулярном виде:

Cu²⁺ + 2NO^-₃ + 2К⁺ + 2ОН^- = Cu(OН)₂¯ + 2К⁺ + 2NO^-₃

Если в полученном ионном уравнении сократить одинаковое количество одноименных ионов в правой и левой частях (они подчеркнуты), то получим уравнение реакции в сокращенной ионной форме:

Cu²⁺ + 2ОН^- = Cu(OН)₂¯

С другой стороны, на основании сокращенного ионного уравнения легко со-ставить и молекулярное. Для этого необходимо к ионам левой части уравнения приписать ионы противоположного знака, затем такие же ионы и в том же коли-честве записать в правой части уравнения, после чего объединить ионы в соот-ветствующие молекулы. Например:

3Ca²⁺+ 2PO^3-₄ = Ca₃(PO₄)₂¯ сокращенное ионное уравнение реакции

6NO^-₃, 6Na⁺ ║ 6NO^-₃, 6Na⁺ вводимые ионы

3Ca(NO₃)₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)¯ + 6NaNO₃) полное молекулярное уравнение

Из рассмотренных примеров видно, что в растворе происходят реакции фактически не между молекулами, а между соответствующими ионами. Молекулярное уравнение реакции, таким образом, отражает только внешнюю сторону явлений и свойств участвующих в реакции веществ, а сокращенное ионное уравнение раскрывает внутреннюю сущность химических явлений, которая характеризуется устойчивыми и постоянными свойствами и связями, закономерными для всех электролитов. Познание сущности реакций дает возможность предвидеть результаты взаимодействия веществ и, наоборот, подбирать исходные вещества для получения того или иного соединения. Например, уравнение реакции в молекулярном виде

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓+ 2HCl

не раскрывает причину, почему для распознавания серной кислоты и ее солей можно брать различные растворимые соединения бария. Если же рассмотреть сокращенное ионное уравнение

Ва²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓

то вполне очевидно, что для распознавания сульфат ионов SO₄^2- можно исполь-зовать любой электролит, содержащий ионы бария, к примеру:

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2HNO₃;

BaBr₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2HBr;

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2H₂O.

С другой стороны, это же уравнение позволяет сделать вывод и о том, что с помощью растворимых соединений бария можно распознавать не только серную кислоту, но и другие растворимые вещества, содержащие сульфат-ионы SO₄^2-, т.е. все растворимые соли серной кислоты:

BaCl₂ + K₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2KCl;

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2HCl;

BaCl₂ + Rb₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2RbCl.

Реакции между ионами протекают практически необратимо в тех случаях, когда в результате их взаимодействия образуются малодиссоциированные, мало-растворимые или газообразные вещества, а также реакции, сопровождающиеся выделением большого количества тепла (экзотермические реакции). Типичным таким примером и исключительно широко распространенным процессом является реакция нейтрализации кислоты щелочью:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

Она сводится к реакции между ионами:

H⁺ + OH^- = H₂O.

Результатом ее является образование воды – очень слабого электролита, а также выделение тепла (56 кДж/моль). К аналогичному типу химического взаимо-действия относятся реакции разложения ряда солей слабых кислот при действии на них растворами сильных кислот:

K₂CO₃ + 2HCl = CO₂­ + 2KCl + H₂O;

2NaCN + H₂SO₄ = 2НCN + Na₂SO₄,

в сокращенной ионной форме

СО₃² + 2Н⁺ = CO₂­ + H₂O;

CN^- +2H⁺ = HCN.

Обобщая эти примеры, можно сделать вывод о том, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей:

Ca₃(PO₄)¯ + 6HCl = 2H₃PO₄ + 3CaCl₂.

Аналогично этому сильные основания (щелочи) при добавлении к раство-рам солей легко образуют (вытесняют) слабые основания:

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃¯ + 3KCl.

В подобных процессах наблюдается смещение равновесия в сторону конечных продуктов.

Таким образом, при изучении процессов, протекающих между растворами электролитов, имеет место общая закономерность: реакции между ионами в растворах идут практически до конца в сторону образования газов, осадков, слабых электролитов.

При решении задач этого раздела пользуйтесь таблицей растворимости (табл.4).

182. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами Na₃PO₄ и CaCl₂; K₂CO₃ и BaCl₂; Zn(OH)₂ и КОН.

183. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами K₂S и HCl; FeSO₄ и (NH₄)₂S; Cr(OH)₃ и КОН.

184. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами Pb(NO₃)₂ и KJ; Hg(NO₃)₂ и NaJ; CdSO₄ и Na₂S.

185. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами NaHCO₃ и NaOH; K₂SiO₃ и HCl; BaCl₂ и Na₂SO₄.

186. К каждому из веществ - KHCO₃, CH₃COOH, NiSO₄, Na₂S – прибавили раствор серной кислоты. В каких случаях произошли реакции? Выразите их молекулярными и ионными уравнениями.

187. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями Cu²⁺ + S^-2 = CuS;

Pb(OH)₂ +2ОН^- = Pb + 2H₂O; SiO₃^2- + 2H⁺ = H₂SiO₃.

188. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами CuSO₄ и H₂S; BaCO₃ и HNO₃; FeCl₃ и KOH.

189. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями а)Zn²⁺ + H₂S = ZnS + 2H⁺;

б)Mg²⁺ + CO₃^2- = MgCO₃; в)H⁺ + OH^- = H₂O.

190. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами а)Sn(OH)₂ и HCl; б)BeSO₄ и KOH; в)NH₄Cl и Ba(OH)₂.

Таблица 4