Типы гидролиза

МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ СВЕРДЛОВСКОЙ ОБЛАСТИ

ГОУ СВЕРДЛОВСКИЙ ОБЛАСТНОЙ ФАРМАЦЕВТИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ

СЕРЕБРЯКОВА А.И.

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Теория электролитической диссоциации. Гидролиз солей.

Учебное пособие для студентов очной и очно-заочной форм обучения

(базовый уровень средне-профессионального образования)

Екатеринбург

Рецензенты:

- доцент кафедры органической химии Уральского Государственного Технического Университета (УГТУ - УПИ), кандидат химических наук.

- преподаватель органической химии Свердловского областного Фармацевтического колледжа.

Автор:

А.И.Серебрякова - преподаватель химии высшей категории, кандидат химических наук.

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Теория электролитической диссоциации. Гидролиз солей.

Учебное пособие для студентов очной и очно-заочной форм обучения

(базовый уровень средне-профессионального образования)

Учебное пособие содержит несколько разделов. В нем отражены вопросы, которые знакомят студентов с понятиями электролитов и неэлектролитов, механизмом диссоциации, с правилами написания уравнений диссоциации, гидролиза. Дано понятие о кислотах и основаниях согласно протолитической теории Бренстеда-Лоури. Материал тесно связан с профессиональной направленностью: анализом лекарственных веществ в растворах, приготовлением и хранением лекарственных форм.

Рекомендовано методическим советом фармацевтического колледжа

Протокол № от ____ ___________ 2007 года

Свердловский областной фармацевтический колледж

2007 год

СОДЕРЖАНИЕ

1. Электролиты и неэлектролиты 5

2. Диссоциация электролитов 5

3. Степень диссоциации. Константа диссоциации 11

4. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Величина рН 15

5. Протолитическая терория Бренстеда – Лоури 17

6. Реакции обмена в водных растворах электролитов

Ионные реакции и уравнения 18

7. Гидролиз 20

8. Задания для самостоятельной работы 26

9. Приложения 30

10. Список рекомендуемой литературы 34

ВВЕДЕНИЕ 4

Значительное количество лекарственных средств готовят в виде растворов, настоек, суспензий, эмульсий. Растворы, приготовленные из неорганических соединений, подвергаются распаду на ионы. Ионы взаимодействуют друг с другом, образуют новые соединения. Также, взаимодействуя с водой вещества, растворенные в ней часто гидролизуются, то есть, разлагаются. В связи с этим фармацевтам необходимо понимать все процессы, происходящие с веществами в водных растворах для того, чтобы правильно готовить лекарственные формы, учитывать совместимость веществ в растворе с химической точки зрения. Важно учитывать условия хранения многих веществ

(температурный режим, влажность воздуха) подвергающихся гидролизу.

Большое значение для многих процессов, протекающих в кислой, щелочной или нейтральной среде, для стабилизации среды имеет изучение величины рН (водородного показателя), поэтому в пособии выделен раздел, изучающий выведение рН.

В отдельную часть выделен раздел о кислотно-основных свойствах соединений согласно теории Бренстеда-Лоури. Изучение свойств соединений третичного атома

азота, а также большинства органических гетероциклических соединений необходимы для их анализа и установления подлинности.

В конце пособия даны упражнения и задания по темам, рассматриваемым в данном пособии.

I. ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ

Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток в растворах или расплавах, называют электролитами. Мы будем говорить только о веществах - электролитах, подразумевая их нахождение в растворах.

Вещества

Электролиты Неэлектролиты

растворы солей, кислот сахар, бензин, бензол, хлороформ

оснований глицерин спирт, газы.

К ним относятся вещества с ионной и полярной ковалентной связью (KCl, NiSO₄, HCl, H₂SO₄, NaOH, Ba(OH)₂, KOH и др.). Сами электролиты еще делятся на сильные, слабые, средние электролиты. Особенно важна такая классификация для кислот. Если отнесение солей и оснований к сильным электролитам можно приблизительно сделать по растворимости, то для кислот необходимо рассмотрение многих факторов по составу, строению. Классификация электролитов по силе приведена таблице (приложение 1).

Сухие соли и основания, безводные кислоты электрический ток не проводят. Это говорит о том, что при растворении в воде такие вещества претерпевают серьезные изменения. Электропроводность растворов этих веществ объясняет теория электролитической диссоциации, начала которой положил Сванте Август Аррениус в 1887 году.

II. ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ОКРАСКА ИНДИКАТОРОВ В РАЗЛИЧНЫХ СРЕДАХ

Процесс распада веществ электролитов на ионы пол действием растворителя или в расплаве называется электролитической диссоциацией.

Это обратимый процесс и обозначается стрелочками обратимости *:

_{ионизация}

Na Cl → Na⁺ + Cl^-

^{моляризация}

Сколько молекул распадается на ионы, столько молекул и образуется.

* некоторые авторы процессы диссоциации сильных электролитов изображают стрелкой, направленной вперед, а слабых электролитов - обратимыми стредками. Однако, это только символ в помощь для графического различия процессов у разных по природе веществ.

Основные положения ТЭД

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют на ионы: катионы и анионы. Количество катионов и анионов может быть различным, но суммарный заряд всех катионов всегда равен суммарному заряду всех анионов, поэтому, весь раствор в целом остается электрически нейтральным.

Ионы – это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.

Простые ионы: Сl^-, F^-, S^2-, Na⁺, Mg²⁺ и др.

Сложные ионы: PO₄^3-, NH₄⁺, SO₄^2- и др.

2. При пропускании электрического тока через раствор электролита ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к отрицательно заряженному катоду, а анионы к положительно заряженному аноду.

В обычных условиях ионы (без тока) совершают беспорядочное движение:

К(-) А (+)

+ __ + + + + + __

__ + __ __ + + __ __

__

. + __ + + __ __

а) б)

в)

Рис. 1. Хаотическое движение ионов (электрический ток

отсутствует) а); направленное движение ионов в растворе

электролита под действием электрического тока б), в).

3. Диссоциация – это обратимый процесс, поэтому с течением времени наступает химическое равновесие. При этом число молекул распавшихся на ионы (диссоциация) равно числу вновь образовавшихся из ионов.

7

Свойства ионов отличаются от свойств соответствующих атомов, так как строение их различно, например атом хлора (простое вещество – хлор Сl₂) и ион Сl^- (хлорид-анион):

₊₁₇ Сl))) ₊₁₇ Сl ^-)))

2 8 7 2 8 8

Хлор – газ, молекула которого состоит из двух атомов хлора ядовит, сильный окислитель, анион хлора входит в состав поваренной соли, поступает в организм с пищей, не ядовит, в реакциях может быть только восстановителем.

Механизм диссоциации

В основе механизма диссоциации лежит гидратная теория растворов Д.И.Менделеева, развитая И.А.Каблуковым. Основную роль при диссоциации электролитов в растворах воды играет полярное строение молекул воды:

О _

диполь

Н Н +

При растворении вещества с ионной связью в воде полярные молекулы воды ориентируются вокруг ионов вещества:

Рис. 2. Схема электролитической диссоциации электролита

с ионной связью (хлорида натрия) в водном растворе.

Возникают силы взаимодействия между ионами веществ и молекуляами воды.В результате ослабевает притяжение между ионами в электролите в 81 раз (для растворителя – воды). Электролит распадается на гидратированные ионы, то есть, окруженные молекулами воды.

При диссоциации кислот происходит не просто распад на ионы, а каждый катион водорода удерживает молекулу воды и образуется гидрат постоянного состава. Такой гидратированный протон изображают:

Н⁺ + Н₂О = Н₃О⁺

ион гидроксония

Процесс электролитической диссоциации хлороводорода (вещество с полярной ковалентной связью) с учетом гидратации можно представить так:

Рис. 3. Схема электролитической диссоциации электролита с полярной

ковалентной связью (хлороводорода) в водном растворе.

При растворении в воде происходит ориентация диполей воды и возникают междипольные связи. В результате диполь-дипольного взаимодействия изменяется характер химической связи в молекуле НCl. Связь «дополяризуется» и затем становится ионной. Она легко разрывается с образованием гидратированных ионов.

В образовании гидратированных ионов большую роль играют донорно-акцепторныое, диполь-дипольное и ион-дипольное взамодействия, водородные связи.

Роль донорно-акцепторного взаимодействия (см. раздел 5) в образовании, например, иона H₃О⁺ можно показать следующей схемой:

Диссоциация кислот

Кислотами называются электролиты, которые в водных растворах диссоциируют с образованием только одного вида катионов – катионов водорода.

HNO₃ ß à H⁺ + NO₃ - (нитрат-анион)

HCl ß à H⁺ + Cl^- (хлорид-анион)

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SO₄ ß à H⁺ + HSO₄^- (гидросульфат-ион)

HSO₄^- ß à H⁺ + SO₄^2- (сульфат-анион)

Легче диссоциация протекает по 1-ой ступени, по 2- ой и 3-ей ступени диссоциация протекает очень трудно, так как положительная частица отрывается от отрицательно-заряженной частицы, которая хорошо притягивает катион водорода.

H ₃PO₄ ß à H⁺ + H ₂ РO₄ ^- (дигидрофосфат-анион)

H ₂ РO₄ ^- ß à H⁺ + H РO₄ ^2- (гидрофосфат-анион)

H РO₄ ^2- ß à H⁺ + РO₄ ^3- (фосфат-анион)

Диссоциация оснований

Основания – Это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют с образованием только одного вида анионов - гидроксид - анионов. Их принято называть гидроксидами, хотя кислородосодержащие кислоты тоже относятся к гидроксидам (кислотным).

NaOH ß à Na⁺ + OH^—

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Са(ОН)₂ ß à СаОН⁺ + ОН^-

СаOH⁺ ß à Ca²⁺ + OH^-

катион гидроксокальция

или гидроксокатион кальция

Диссоциация амфотерных гидроксидов

Диссоциируют очень слабо двояко: и как основания и как кислоты

а) в кислой среде, как основания:

Zn(ОН)₂ ß à Zn²⁺ + 2ОН^- (суммарно) или

Zn(ОН)₂ ß à ZnОН⁺ + ОН^-

ZnOH ⁺ ß à Zn²⁺ + OH^-

катион гидроксоцинка

или гидроксокатион цинка

б) в щелочной среде: Zn(ОН)₂ ß à 2H⁺ + ZnO ₂^2- (суммарно) или

Zn(OH)₂ ß à H⁺ + HZnO₂^— гидроксоцинкат-анион

HZnO₂^— ß à H⁺ + ZnO₂^2- цинкат-анион

Диссоциация солей

Средние соли – это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металла (или аммония) и кислотный остаток.

CaCl₂ ß à Ca²⁺ + Cl^-

хлорид кальция

Na₂SO₄ ß à 2Na⁺ + SO₄^2—

сульфат натрия

Кислые соли – диссоциируют на катионы металла и кислотный остаток, содержащий в своем составе водород.

В небольшой степени этот водород также отщепляется в виде катиона.

NaHCO₃ ß à Na⁺ + HCO₃^—

гидрокарбонат натрия

Основные соли – диссоциируют на кислотный остаток и катион, содержащий гидроксо-группу.

CaOHCl ß à CaOH⁺ + Cl^-

гидроксохлорид кальция

(ZnOH)₂SO₄ ß à 2 ZnOH⁺ + SO₄^2-

гидроксосульфат цинка

В небольшой степени гидроксо-группа также отщепляется в виде аниона.

Окраска индикаторов

III. СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ. КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ.

Количественными характеристиками силы электролитов являются степень диссоциации и константа диссоциации.

Степень диссоциация

Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу растворенных молекул электролита. Выражается в долях и в процентах.

с₁

a = ∙ 100 %

с

a – степень диссоциации

с₁ – концентрация молекул электролита, распавшегося на ионы;

с – общая концентрация молекул электролита.

Например, из 0, 05 моль H₂SO₃, растворенных в воде, на ионы распалось 0, 01 моль. Найти степень диссоциации H₂SO₃.

0, 01

a = ∙ 100% = 20 %

0, 05

Это означает, что из 100 молекул сернистой кислоты на ионы распалось только 20.

Степень диссоциации зависит:

1) от природы растворителя; например, СоCl₂ – синего цвета, а гидратированные ионы Со²⁺ - розового цвета. Если хлорид кобальта растворить в воде, то раствор становится розовым, образуется много ионов. Большинство молекул распались на ионы. Если растворить эту же соль в спирте, то раствор имеет синий цвет, т.к. в растворе в основном находятся молекулы. При растворении в воде сила притяжения в между ионами Со²⁺ и Сl^- ослабевает в 81 раз по сравнению с вакуумом, а в спирте, - только в 27, 8 раз. Поэтому в воде больше молекул распадаются на ионы. Таким образом, чем больше диэлектриическая проницаемость - ε (величина постоянная) растворителя, тем больше степень диссоциации электролита в нем;

2) от концентрации (разбавления раствора)

разб. р-р

СuСl₂ Cu²⁺ + 2Cl^—

зеленый конц. р-р голубой р-р

При разбавлении равновесие сместилось вправо, т.к. при разбавлении увеличилось число катионов, а гидратированные катионы меди (+2) окрашены в голубой цвет.

Таким образом, чем больше концентрация, тем меньше степень диссоциации, а чем меньше концентрация, тем больше степень диссоциации.

3) от природы электролита: цинк реагирует с равными объемами кислот одинаковой концентрации, а реакция идет с разными скоростями:

Zn + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂^↑

соляная кислота

(сильная)

Zn + 2CН₃COOH = (CH₃COO)₂ Zn + H₂ ^↑

уксусная кислота

(слабая)

Реакция с соляной кислотой протекает бурно и быстрее, чем с уксусной

кислотой, так как последняя образует меньще ионов при диссоциации, чем

соляная кислота.

4) от добавления к раствору первого электролита электролита № 2 с одноименным ионом первому электролиту; степень диссоциации 1-го электролита уменьшается.

Опыт:

В пробирку нальем 1 мл раствора воды и добавим по 2 капли растворов NH₄OH и фенолфталеина. Раствор окрасится в малиновый цвет (среда

щелочная). Затем добавим электролит с одноименным ионом NH₄Cl – хлорид аммония (содержит катион аммония NH₄⁺), при этом раствор обесцвечивается:

NH₄OH ß à NH₄⁺ + OH^—

создает щелочную среду

NH₄Clß à NH₄⁺ + Cl^—

C увеличением числа одноименных ионов NH₄⁺ при добавлении хлорида аммония равновесие смещается влево (по принципу Ле Шателье), так как катионы аммония связывают почти все гидроксид-ионы в молекулы NH₄OH и ранее малиновый раствор обесцвечивается.

5) от температуры: при ее повышении степень диссоциации увеличивается для слабых электролитов (эндотермическая реакция);

6) от числа атомов кислорода в молекуле кислородосодержащих кислот: чем больше атомов кислорода в молекуле кислот, тем больше степень ее диссоциации;

например HСlO -хлорноватистая кислота практически не распадается на

ионы, она слабее угольной(< 0, 17 %);

сравните:

n HСlO₃ (хлорноватая) a =90 %

n HClO₄ (Хлорная) a = 95 %

7) от радиуса аниона (поляризуемости) в безкислородных кислотах:

сила кислот увеличивается в ряду: HF HCl HBr HI;

связь Н – Гал ослабевает, так как радиус и поляризуемость йодид-аниона

увеличиваются.

По силе электролиты разделяются на:

1) сильные: (d> 30%) Все растворы солей кроме роданида железа(Ш), хлорида

ртути(П), хлората ртути (П).

Кислоты: соляная – 98%; серная – 58%; азотная – 91%; бромоводородная – 92%;

Основания: КОН –84%; NaОН - 84%; Ва(ОН)₂ – 92 %

2) средней силы: a= 2-30%

фосфорная кислота –26%; азотистая – 6, 5%; H₂F₂ –8.5%

3) слабые a < 2 5: уксусная кислота – 1, 3 %; гидроксид аммония –

1, 3 %; угольная кислота –0, 17 %; сероводородная –0, 07 %;

HCN- 0, 01%.

К ним относятся также основания не щелочных и не щелочноземельных металлов. Примеры приведены в таблице (приложение 1).

Константа диссоциации

Процесс диссоциации обратимый, и с течением времени устанавливается

химическое равновесие:

CH₃COOH ß à H⁺ + CH₃COO^—

уксусная кислота ацетат-анион

Применив к нему закон действующих (действия) масс, получим:

[H⁺] [CH₃COO^-]

K _{дисс. = --------------------------------- ===} 1, 86. 10^—5

[ CH₃COOH]

•Закон действующих масс для слабых электролитов и газов в реакциях

говорит о том, что скорость реакции равно произведению равновесных концентраций веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Например,

A^a + B^b ß à D^d + F^f

В момент равновесия скорости прямой и обратной реакций будут равны:

V ^{прямой реакции} = V ^{обратной реакции}

^{→ ←}

k ∙ [A] ^a∙ [B] ^b = k ∙ [D] ^d ∙ [F] ^f

Тогда из математической пропорции можно записать:

^→

k [D] ^d ∙ [F] ^f

= = K _{равновесия}

^→

k [A] ^a∙ [B] ^b

K _{равновесия} - константа равновесия. В случае диссоциации электролитов она называется константой диссоциации (К.Д.Э.)

К.Д.Э. – это отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении диссоциации.

По ее величине можно судить о силе электролита. Чем больше константа диссоциации, тем больше концентрация ионов и сильнее электролит.

Константа диссоциации зависит от тех же факторов, что и степень диссоциации.

IV. ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВЕЛИЧИНА рН (ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ).

Вода - очень слабый электролит и диссоциирует на ионы в незначительной степени:

2Н₂О ß à H₃O⁺³ + OH^- или

НОН ß à H⁺ + OH^—

[H⁺] ∙ [ OH^--]

K _{дисс = =} 1, 8 • 10^—16

[ HOH]

Константа равновесия или диссоциации воды очень незначительна, тогда концентрацию недиссоциированных молекул воды можно принять за величину постоянную и равную для объема воды равного одному литру (1 л):

m (H₂O) 1000г

[HOH] = = = 55, 5 моль\л

M (HOH) 18 г\моль

Это значение велико по сравнению с К_дисс.

Домножим левую и правую часть выражения для константы диссоциации на [HOH], тогда произведение К_дисс.∙ [HOH] = [H⁺]∙ [OH^-] = 1, 8 • 10^—16 ∙ 55, 5 = 10^—14

К_дисс.∙ [HOH] - ионное произведение воды - К_w

К_w = [H⁺] ∙ [OH^-] = 10^—14 - величина постоянная.

Отсюда следует: как бы не изменялась концентрация водородных и гидроксильных ионов в воде или в разбавленном водном растворе слабого электролита, их произведение всегда равно ионному произведению воды.

Так как [H⁺] = [OH^-] в воде, то [H⁺] ∙ [OH^-] = [ H⁺] ² = [OH^-] ² = 10^—14,

тогда [H⁺] = [OH^-] = К_w = 10^—14 = 10^—7,

Если к чистой воде добавить кислоты, то увеличится концентрация ионов Н⁺; допустим концентрация увеличилась от 10^—7 до 10^-4, тогда

К_w 10^-14

[ OH^-] = = = 10^-10

[H⁺] 10^—4

Если к чистой воде добавить щелочи. То увеличится концентрация ионов ОН^- допустим от 10^-7 до 10^-3, тогда

К_w 10^-14

[ H⁺] = = = 10^-11

[ОH^-] 10^—3

Таким образом, в водных растворах с различной средой (кислотной, нейтральной, щелочной) всегда присутствуют ионы Н⁺ и ОН^—

В нейтральной среде: [H⁺]=[OH^-]= 10^-7

В кислой среде: [H⁺] > 10^-7 (например, 10^-5, 10^-3 , 10^-1)

В щелочной среде: [H⁺] < 10^-7 (например, 10^-9, 10^-11 , 10^-13)

Концентрация ионов водорода выражается очень малыми величинами и пользоваться ими при расчете неудобно. Более удобная форма выражение концентраций через водородный показатель, который численно равен отрицательному логарифму концентрации водородных ионов:

рН = - lg [H⁺]

Отсюда рН = lg [H⁺] = -lg 10^—7 = 7 (нейтральная среда)

рН = -lg 10^—5 = 5 (кислая среда)

рН = -lg 10^—10 = 10 (щелочная среда)

Для упрощенного расчета рН необходимо выполнить следующий алгоритм действий:

1) -пусть [Н⁺] = 10^-6, тогда рН равен степени с противоположным

знаком, т.е. 6;

-пусть [Н⁺] = 10^{-4, 7}, тогда рН равен 4, 7;

2) -пусть известна [OH^-], тогда рН равен: 14 минус показатель степени

концентрации этих ионов; например, [ОН^-] = 10^-4, , тогда рН равен

14 – 4 = 10;

Шкала значений водородного показателя и концентрации катионов водорода

рН 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

[H⁺]10^-1 10^-2 10^-3 10^-4 10^-5 10^-6 10^-7 10^{- 8} 10^-9 10^-10 10^-11 10^-12 10^-13 10^-14

сильно-кислая слабо-щелочная

слабо-кислая сильно-щелочная

увеличение кислотности увеличение щелочности

нейтральная

V. ПРОТОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ БРЕНСТЕДА-ЛОУРИ

Протолитическая теория кислот и оснований, предложена в 1923 году датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури.

Согласно этой теории: кислотами (основаниями) являются вещества, молекулы или ионы, которые отдают (соотвественно, присоединяют) протоны. Как те, так и другие получили название протолитов. Под протоном понимают положительный ион водорода (катион водорода Н⁺).

Реакции отщепления протонов изображаются уравнением:

кислотаß à основание + Н⁺

Например:

HCl ß à + H⁺ + Cl^-

где Сl^- - основание, сопряженное кислоте HCl.

Свободные протоны в растворах самостоятельно не существуют. Они переходят от кислоты к какому-либо основанию, поэтому в растворе всегда протекают два процесса:

CH₃COOH ß à CH₃COO^-- + H⁺

к-та 1 осн-ие 1

NH₃ + H⁺ ß à NH₄⁺

осн-ие 2 к-та 2

Равновесие между ними изображают:

кислота 1 + основание 2 ß à Основание 1 + кислота 2

СH₃COOH + NH₃ CH₃COO^- + NH₄⁺

сопряженные кислота и сопряженные кислота и

основание №1 основание № 2

Таким образом, из кислоты и основания всегда получаются новые сопряженные кислота и основание. Теория расширила круг кислот и оснований – ими могут быть ионы. Одно и то же вещество в зависимости от того, с чем оно реагирует, может быть либо кислотой или основанием.

Льюис предложил общее определение:

кислота – это вещество, которое акцептирует электронную пару;

основание - это вещество, которое предоставляет электронную пару. Исходя из этого определения, взаимодействие между кислотами и основаниями сводится к формированию ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму:

: NH₃ + H⁺ à NH₄⁺

Из представлений Бренстеда-Лоури вода обладает амфотерными свойствами, так как способна отдавать и присоединять протоны. В присутствии более

сильных оснований вода ведет себя как кислота, а в присутствии более сильных кислот, как основание:

H₂O + NH₃ ß à NH₄⁺ + OH^—

^{к-та осн..}

HCl + H₂O ß à H₃O⁺ + Cl^--

^{к-та осн.}

Теория вскрыла относительность понятий о кислотах и основаниях и показала, что продукты их взаимодействия следует рассматривать как новые кислоты и основания.

VI. РЕАКЦИИ ОБМЕНА В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ИОННЫЕ РЕАКЦИИ И УРАВНЕНИЯ

Электролиты в водных растворах находятся в виде ионов или частично в виде ионов (сильные электролиты), а в основном в виде молекул (слабые электролиты). Реакции между водными растворами электролитов – это реакции, в которых участвуют ионы. Такие реакции называются ионными. Реакции такого типа возможны, если ионы одного вещества взаимодействуют с ионами другого вещества, связываются между собой и образуют:

А) нерастворимое вещество (осадок, в уравнении обозначают ↓)

Б) газообразное вещество (в уравнении обозначают ↑)

В) малодиссоциирующее вещество (слабый электролит, например, вода)

Г) комплексные соединения

Если в реакциях химические элементы не изменяют степени окисления, то реакции называются реакциями ионного обмена. Реакции будут необратимы и протекают до конца, если выполняются условия, обозначенные в пунктах а, б, в, г.

Случай 1. Реакция обмена с образованием осадка, например, между ортофосфорной кислотой и нитратом серебра:

Запишем уравнение реакции в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной форме:

1) молекулярная форма:

H₃PO₄ + 3AgNO₃ à Ag₃PO_{4 ¯} + 3НNO₃

19 2) переписываем уравнение, изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде ионов, а уходящие из сферы реакции – в виде молекул:

3H⁺ + PO₄ ^3- + 3Ag⁺ + 3NO₃ ^-à Ag₃PO_{4 ¯} + 3Н⁺ + 3NO₃⁺

- это полное ионное уравнение;

3) исключаем из обеих частей равенства одинаковые ионы, т.е. ионы, не участвующие в образовании малодиссоциирующего вещества:

3H ⁺ + PO₄ ^3- + 3Ag⁺ + 3NO₃ ^- à Ag₃PO_{4 ¯} + 3Н⁺ + 3NO ₃^-

4) выписываем оставшиеся ионы, участвующие в образовании малодиссоциирующего вещества:

3Ag⁺ + PO₄ ^3- à Ag₃PO_4↓

- это сокращенное ионное уравнение

Случай 2. Реакция обмена с образованием газообразного вещества, например, между хлоридом аммония и известковой водой (гидроксидом кальция):

1) 2 NH₄Cl + Ca(OH)₂ à CaCl₂ + 2 NH₃^↑ + 2 H₂O

2) 2 NH₄⁺ + 2 Cl ^- + Ca²⁺ + 2OH^- à Ca²⁺ +2 Cl^- + 2 NH₃^↑ + 2 H₂O

3) 2 NH₄⁺ + 2 Cl ^- + Ca²⁺ + 2OH^- à Ca²⁺ +2 Cl^- + 2 NH₃^↑ + 2 H₂O

4) 2 NH₄⁺ + 2OH^- à 2 NH₃^↑ + 2 H₂O

Случай 3. Реакция обмена с образованием воды (реакция нейтрализации):

1) NaOH + HCl à NaCl + H₂O

2) Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- à Na⁺ + Cl^- + H₂O

3) Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- à Na⁺ + Cl^- + H₂O

4) H⁺ + OH^- à H₂O

Случай 4. Реакция с образованием комплексных ионов:

1) 2AgNO₃ + 6NH₃ +2 Н₂O = 2[Ag(NH₃)₂]OH + 2NH ₄NO₃

Диамминсеребра (+1)

гидроксид

2) 2Ag⁺+ 2NO₃ ^- + 6NH₃ +2 Н₂O = 2[Ag(NH₃)₂]⁺ + 2OH^- + 2NH₄⁺ + 2 NO₃ ^-

3) 2Ag⁺+ 2NO₃ ^- + 6NH₃ +2 Н₂O = 2[Ag(NH₃)₂]⁺ + 2OH^- + 2NH₄⁺ + 2 NO₃ ^-

4) 2Ag⁺+ 6NH₃ +2 Н₂O = 2[Ag(NH₃)₂]⁺ + 2OH^- + 2NH₄⁺

При невыполнении таких условий реакции являются обратимыми и не протекают до конца, так как ионы не связываются и не выводятся из сферы реакции.

VII. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз соли – взаимодействие ионов соли и воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Причина гидролиза – образование слабого электролита, следствие – в более частых случаях изменение рН среды.

«Hydro” – вода

«Lysis” – разложение.

Для того, чтобы определить подвергается соль гидролизу или нет необходимо знать какие основания и кислоты образуют данную соль в реакциях нейтрализации: сильные или слабые электролиты.

Типы гидролиза

1. Гидролиз по аниону (соль образована катионами сильных оснований и анионами слабых кислот);

2. Гидролиз по катиону (соль образована катионами слабых оснований и анионами сильных кислот);

3. Гидролиз смешанный – по катиону и аниону (соль образована катионами слабых оснований и анионами слабых кислот);

4. Соль гидролизу не подвергается, если образована катионами и анионами сильных электролитов.

Чтобы написать уравнения гидролиза, нужно рассмотреть из каких по силе электролитов (кислоты и щелочи) может быть получена данная соль, например,

сульфит бромид нитрит хлорид

натрия цинка аммония натрия

Na₂SO₃ ZnBr₂ NH₄NO₂ NaCl

NaOH H₂SO₃; Zn(OH)₂ HBr; NH₄OH HNO₂ NaOH HCl

сильный слабый слабый ильный слабый слабый сильный сильный

(по аниону) (по катиону) (смешанный)

подвергаются гидролизу не подвергается