ПРИМЕР 3. Растворение малорастворимого электролита. Реакции ионного обмена - реакции связывания ионов, которое происходит при образовании слабого или малорастворимого электролита
Общие сведения.
Реакции ионного обмена - реакции связывания ионов, которое происходит при образовании слабого или малорастворимого электролита. Реакции ионного обмена подчиняются всем закономерностям химической термодинамики, т.е. они протекают самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса системы ( DG < 0 ) до достижения состояния равновесия (DG = 0 ).
Количественной мерой степени протекания реакции "слева направо" является константа равновесия, вычисляемая по общим правилам. Если Кс > 1, равновесие смещено в сторону протекания прямой реакции, при Кс < 1 - в сторону обратной реакции.
Константа равновесия Кс рассчитывается через константы диссоциации слабых электролитов в общем случае по формуле: Кс = К исх./К прод., ( 1 )
где К исх. – константа диссоциации слабого электролита, вступающего в реакцию, К прод. – константа диссоциации слабого электролита, получающегося в результате реакции.
Таким образом, реакции ионного обмена можно свести к двум взаимосвязанным процессам : диссоциации электролитов, вступающих в реакцию, и связывании ионов с образованием продуктов.
Общим выводом является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении наиболее прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования соединения с наименьшим значением константы диссоциации.
Для правильного отражения процессов при реакции ионного обмена уравнения записывают в ионно-молекулярной форме. При этом исходят из реального состояния каждого вещества в системе: сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые электролиты - в молекулярной форме.
ПРИМЕР 1. Реакция нейтрализации -реакция между кислотой и основанием с образованием соли и воды: CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
ионно-молекулярное уравнение: CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O
Расчет константы равновесия реакции: Кс = [ CH3COO-] [ H2O ] / [ CH3COOH ] [ OH-] =
= Кд/Кв = 1.75 10-5/10 -14 = 1.75 109 >> 1, равновесие смещено вправо – идет прямая реакция.
ПРИМЕР 2. Гидролиз солей:взаимодействие соли с водой - реакция обратная реакции нейтрализации.
А). соли сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергаются, т.к. в реакции не образуется слабого электролита. Среда в растворе таких солей нейтральная, рН = 7.
Б). соли сильной кислоты и слабого основания ( гидролиз по катиону ):
NH4Cl + H2O Û NH4OH + HCl
ионно-молекулярное уравнение: NH+ + H2O Û NH4OH + H+
Константа равновесия реакции ( константа гидролиза ): Кг = Кв/К NH OH = 10 -14/1.8 10-5 = 5.6 10-10
Константа гидролиза Кс < 1, т.о. равновесие в данной реакции смещено влево, однако возникающий избыток ионов Н+ приводит к изменению характера среды. Расчет рН : [Н+] = ( Сс К NH OH )1/2 . Так, если концентрация раствора NH4Cl равна Сс = 0.3 моль/л , получим: [Н+] = 1.3 10-5 моль/л,
рН = 4.9 < 7, т.о. возникает кислая среда.
Для растворов солей сильной кислоты и слабого многокислотного основания гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли:
CuCl2 + H2O Û CuOHCl + HCl
ионно-молекулярное уравнение: Cu2+ + H2O Û CuOH+ + H+
В). соли слабой кислоты и сильного основания ( гидролиз по аниону ):
Na2S + H2O Û NaHS + NaOH
ионно-молекулярное уравнение: S2- + H2O Û HS- + OH-
Константа гидролиза Кг = Кв/КHS = 10-14/1.2 10-14 = 0.83. Избыток ионов OH- приводит к изменению характера среды. Расчет аналогичен предыдущему примеру: [ОН-] = ( Сс К HS )1/2, [Н+] = 10-14/[ОН-].
Так, при концентрации соли Сс = 0.01 моль/л: [Н+] = 1.1 10-11, рН » 11 > 7, т.о. образуется щелочная среда.
Соли многоосновных слабых кислот гидролизуются преимущественно по первой ступени с образованием кислых солей.
Г). соли слабой кислоты и слабого основания ( гидролиз по аниону и по катиону ):
CH3COONH4 + H2O Û CH3COOH + NH4OH
ионно-молекулярное уравнение: CH3COO- + NH4+ + H2O Û CH3COOH + NH4OH
Константа гидролиза рассчитывается по уравнению: Кг = Кв/Кк Ко. В данном случае равновесие реакции как правило сильно смещено вправо, a характер среды определяется относительной силой кислоты и основания. Во многих случаях гидролиз протекает необратимо, и такие соли в растворе существовать не могут: Al2(CO3)3 + 6 H2O = 2 Al(OH)3¯ + H2CO3
ПРИМЕР 3. Растворение малорастворимого электролита.
CaCO3 + 2 HCl = CaCl2 + H2CO3
ионно-молекулярное уравнение: CaCO3 + 2 H+ = Ca2+ + H2CO3
Константа равновесия: Кс = [ Ca2+] [ H2CO3] / [H+]2 = КCaCO /КH CO = 3.7 10-9 / 2.1 10-17 = 1.7 108
Кс >> 1, равновесие смещено вправо – идет процесс растворения.