Химия (стр. 2 )

II.  Для указания степени окисления центрального атома используется окончания

«-ат» – для высшей степени окисления;

«-ит» – для промежуточной степени окисления.

Если промежуточных степеней окисления у элемента несколько, то высшая степень окисления обозначается дополнительно приставкой «пер-», а низшая – приставкой «гипо-».

III.  Для указания гидратной формы кислоты, из которой произошла соль используются приставки «мета-», «орто-», «ди-».

IV.  В случае кислых солей приставкой «гидро» указывается наличие водорода в составе аниона, а число атомов водорода – греческими числительными.

V.  Названия анионов солей безкислородных кислот оканчивается на «-ид».

При названии катиона действуют правила названия электроположительной части бинарных соединений, т. е. используется русское название элемента и указывается его степень окисления в конце слова. В случае основных солей наличие в составе катиона ОН-групп обозначается приставкой «гидроксо», а их число – греческими числительными.

Примеры:

K2S+6O4 – сульфат калия,

K2S+4O3 – сульфит калия,

Fe+2(N+5O3)2 – нитрат железа(+2),

[Fe+3(OH)](N+5O3)2 – нитрат гидроксожелеза(+3),

[Fe(OH)2]NO3 – нитрат дигидроксожелеза(+3),

Ca(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция,

NaH2PO4 – дигидроортофосфат натрия,

NaAs+3O2 – метаарсенит натрия,

K3As+5O4 – ортоарсенат калия,

K4As2+5O7 – диарсенат калия

Cu(Cl+7O4)2 – перхлорат меди(+2),

Ba(Cl+5O3) – хлорат бария,

NaCl+3O2 – хлорит натрия,

NaCl+1O – гипохлорит натрия,

Na2S – сульфид натрия.

Контрольные вопросы и задания 1.4

1.  Назовите следующие средние соли:

К2CrO4, CoBO2, Na2SO3, CuSO4, CuCl, CuCl2, Ag2Cr2O7, Na2SiO3, Ba(ClO)2, KClO2, NaIO3, KBrO4, Na3SbO3, NaSbO2, Na3SbO4, LiSbO3, Hg2(NO3)2, HgI2, Na2S2O5, NaMnO4,

CaMnO4, FeS, Sb2S5, AuCl3.

2.  Назовите следующие кислые соли:

NaHS, KH2AsO3, Na2HAsO4, KH3P2O7, FeHPO4, Fe(H2PO3)3.

3.  Назовите следующие основные соли:

[Al(OH)]SO4, [Bi(OH)2]NO3, [Cu(OH)]2CO3, [Zn(OH)]2SeO4.

4.  Напишите эмпирические и графические формулы следующих солей:

ортоарсенит натрия, нитрит меди(+2), нитрат золота(+3), ортофосфат железа(+3), метапериодат калия, иодат натрия, селенит бария, гипохлорит магния, хлорит лития, дисульфат натрия.

5.  Напишите эмпирические и графические формулы солей:

дигидродифосфат бария, гидрофосфат рубидия, дигидроарсенат натрия, сульфат гидроксомеди(+2), карбонат гидроксоникеля(+2), хлорид гидроксокальция, перхлорат дигидроксожелеза(+3).

6.  Напишите уравнения реакций доказывающих характер следующих оксидов: N2O3, P2O5, FeO, Bi2O3, BeO, Sb2O3, SnO2.

2. УРАВНЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Химическое взаимодействие веществ описывается уравнениями реакций. Под уравнением химической реакции понимают такую условную запись, в которой в виде химических формул указаны реагирующие вещества и образующиеся продукты, а также соблюдаются законы сохранения массы вещества (атомов веществ) и электрического заряда. Равенство правой и левой частей уравнения по количеству атомов каждого элемента и равенство суммарных зарядов реагирующих и образующихся частиц достигается расстановкой стехиометрических коэффициентов. Стехиометрические коэффициенты – это обычно минимальные целые числа, расставленные перед формулами веществ. Например, реакция взаимодействия сероводорода с дихроматом калия в сернокислой среде может быть записана молекулярным уравнением:

3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O.

В правой и левой частях уравнения количества атомов каждого элемента (H, S, K, Cr, O) равны. Та же реакция может быть записана в ионно-молекулярном виде:

3H2S + Cr2O72- + 8H+ = 3S + 2Cr3+ + 7H2O.

В этом уравнении выполняется также равенство суммарного заряда частиц левой и правой части уравнения (+6 = +6). А вот запись реакции ионов железа(III) с ионами олова(II)

Fe3+ + Sn2+ = Fe2+ + Sn4+

нельзя считать химическим уравнением, хотя закон сохранения по числу атомов Fe и атомов Sn и выполняется, однако нарушен закон сохранения заряда - сумма зарядов ионов левой части уравнения (+5) не равна сумме зарядов ионов правой части уравнения (+6). Эта запись становится уравнением при подстановке стехиометрических коэффициентов перед ионами железа:

2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+

(заряд правой части +8 = заряд левой части +8).

Следует отметить, что химическое взаимодействие веществ часто невозможно описать лишь одним уравнением. Так реакция раствора сернистой кислоты с гидроксидом натрия протекает в две последовательные стадии:

H2SO3 + NaOH = H2O + NaHSO3

NaHSO3 + NaOH = H2O + Na2SO3.

Конкретно, на какой стадии завершится эта реакция, зависит от соотношения реагирующих веществ. Более сложным для описания является случай протекания параллельных реакций. Например, реакция сероводорода с концентрированной серной кислотой может быть описана следующими уравнениями:

3H2S + H2SO4 = 4S + 4H2O,

H2S + 3H2SO4 = 4SO2 + 4H2O,

H2S + H2SO4 = S + SO2 + 2H2O.

Для подобных процессов часто ограничиваются одним уравнением, отражающим преимущественное направление протекания реакции. При этом выход указанных продуктов не будет равен 100%. Такая ситуация наиболее характерна для реакций в органической химии. Поэтому при описании превращений органических веществ обычно ограничиваются только схемой с указанием наиболее вероятных продуктов, как, например, для крекинга пентана:

C5H12 ¾® C2H6 + C3H8 + C2H4 + C3H6 + H2.

Однако образование конкретного вещества всегда возможно записать уравнением (или уравнениями) химической реакции! Так получение этилена в указанном процессе можно описать уравнениями:

C5H12 Þ C2H4 + C3H8 или С5Н12 Þ С2Н4 + С3Н6 + Н2.

Следует отметить, что в уравнениях химических реакций для указания направления протекания реакции часто вместо знака равенства «=» используется сочетание этого знака со стрелочками: «Þ» - необратимая реакция, «» - обратимая реакция.

Среди большого многообразия типов химических реакций выделяют две наиболее важные группы реакций. К первой группе относят окислительно-восстановительные реакции. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе горения топлив, получения металлов и неметаллов, коррозии металлов, процессов электролиза, брожения, гниения, фотосинтеза, дыхания, обмена веществ и нервной деятельности живых организмов. Общим признаком этих реакций является изменение степеней окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Ко второй группе реакций относят реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов. Это реакции ионного обмена в растворах и расплавах электролитов, кислотно-основные взаимодействия оксидов, оснований и кислот, гидролиз неорганических и органических соединений, реакции этерификации и др. В настоящем пособии из реакции второго типа рассматриваются только ионные реакции в растворах электролитов. Название «ионные реакции» для реакций без изменения степеней окисления является условным, так как и окислительно-восстановительные реакции в растворах происходят также с участием ионов. Применяемое в учебной литературе название «обменные реакции» часто оказывается неточным и по существу. Обычно ионные реакции в растворах электролитов – это реакции соединения и лишь в молекулярном виде, в котором не отражается суть взаимодействия, они представляются как простые обменные процессы.

2.1 РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

2.1.1 ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

Водные растворы кислот, оснований и солей обладают свойством электрической проводимости, связанным с наличием в них заряженных частиц – ионов. Так как изначально все перечисленные вещества электронейтральны, то появление в их растворах заряженных частиц можно объяснить протеканием некоего процесса, в результате которого нейтральные молекулы или кристаллы распадаются на ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией, а сами такие вещества – электролитами.

По способности к диссоциации все вещества делятся на две группы: к одной относятся такие вещества, которые в водном растворе оказываются диссоциированы нацело или практически нацело; к другой группе относятся вещества, диссоциирующие частично.

Вещества, диссоциирующие в растворах нацело, называются сильными электролитами, а диссоциирующие частично – слабыми электролитами.

Поведение вещества в растворах существенно зависит от его природы, строения в обычном состоянии и природы растворителя.

Наиболее распространённый растворитель – вода. Она обладает рядом уникальных свойств, выделяющих её в ряду других растворителей. Молекула воды уголковая – обе полярные связи Н-О находятся под углом 104,5О, а в вершине угла расположен атом кислорода. Поэтому и вся молекула полярна, т. е. является электрическим диполем. По этой причине молекулы воды способны притягиваться положительным или отрицательным концом диполя к любым заряженным частицам. Кроме того, в молекуле воды на атоме кислорода имеется две свободные электронные пары, посредством которых молекула воды может образовывать по донорно-акцепторному механизму химические связи с ионами водорода и ионами металлов, имеющих вакантные атомные орбитали. С рядом веществ молекулы воды способны образовывать водородные связи. Электростатические и химические взаимодействия между молекулами воды и растворяемым веществом приводят к ослаблению в нём химических связей, а выделяющаяся при этом теплота служит источником энергии, необходимой для распада электролита на ионы. Чрезвычайно большая величина диэлектрической проницаемости воды (e=80,4), показывает, что в водной среде силы электростатического взаимодействия между частицами растворяемого вещества ослабляются примерно в 80 раз. Поэтому для диссоциации электролита на ионы в воде требуются сравнительно небольшие затраты энергии.

Практически все соли это твердые кристаллические вещества, состоящие из положительно заряженных ионов металлов и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка. При растворении эти ионы переходят в раствор и окружаются оболочкой из молекул воды. Электростатическое взаимодействие между ионами и молекулами воды настолько сильно, что обратный процесс образования отдельных молекул соли из ионов вообще невозможен, а образование кристаллов соли становится возможным только в насыщенных растворах. Поэтому все соли относятся к сильным электролитам, они находятся в разбавленных растворах только в виде ионов:

NaCl Þ Na+ + Cl-;

AlBr3 Þ Al3+ + Br-;

Fe2(SO4)3 Þ 2Fe3+ + 3SO42-.

При диссоциации ковалентных соединений важным фактором является соотношение энергий связей между атомами в молекулах вещества и энергии взаимодействия образующихся ионов с молекулами воды. Например, газообразный хлороводород очень хорошо растворяется в воде. При растворении происходит гетеролитический разрыв полярной связи Нd+-Cld - (связывающая электронная пара остаётся у атома хлора) с образованием гидратированных ионов Cl - и ионов H+:

HCl Þ H+ + Cl-.

Взаимодействие молекул воды с ионами водорода и ионами хлора настолько значительно, что обратный процесс образования молекул HCl в разбавленных растворах не идёт.

Необходимо запомнить, что полная диссоциация на ионы протекает в растворах следующих кислот: HNO3, H2SO4, HClO4, HBrO4, HIO4, HMnO4, HClO3, HBrO3, HIO3, HCl, HBr, HI, а также в растворах гидроксидов щелочных и некоторых щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2. Перечисленные кислоты и гидроксиды, а также почти все соли относятся к сильным электролитам. В растворах сильных электролитов практически нет молекул, а сами растворы хорошо проводят электрический ток.

Однако, растворы многих кислот и оснований обладают очень малой электрической проводимостью. Это означает, что концентрация ионов в таких растворах мала и основная часть растворённого вещества находится в виде молекул. Например, циановодород HCN, который так же, как и HCl является газообразным веществом, в водном растворе слабый электролит: в 0,3%-ном растворе в диссоциированном состоянии находится всего 0,008% вещества, а 99,992% в виде молекул. Это означает, что связь между частицами в молекуле очень прочная. Распад молекул на ионы происходит только под действием молекул воды с большой кинетической энергией. Поскольку таких молекул воды относительно немного, то превращение в ионы испытывает лишь небольшая часть молекул растворённого вещества. В противоположность этому обратный процесс диссоциации – образование молекул из ионов – является энергетически более выгодным. Таким образом, диссоциация слабого электролита является обратимым процессом и в его растворе существует равновесие между молекулами и ионами. При этом подавляющая часть вещества существует в виде молекул. Поэтому диссоциацию циановодородной кислоты, в отличие от диссоциации HCl, следует записывать следующим образом:

HCN H+ + CN-.

В данном случае знак обратимости показывает, что в растворе одновременно происходит процесс электролитической диссоциации молекул и обратный процесс, когда из ионов H+ и CN - образуются молекулы HCN, т. е. в растворе слабого электролита устанавливается равновесие диссоциации между молекулами и образующимися ионами, причём это равновесие сильно смещено в сторону образования молекул.

Таким образом, принципиальное отличие двух типов электролитов заключается в необратимости диссоциации сильных и обратимости диссоциации слабых электролитов.

Другое важное отличие проявляется в случае электролитов, состоящих более чем из двух ионов. Например, соль BaCl2 состоит из 3-ёх ионов, на которые она диссоциирует при растворении в воде:

BaCl2 Þ Ba2+ + 2Cl-.

Аналогично ведут себя 3-ёх, 4-ёх и 5-ти ионые сильные электролиты:

Al(NO3)3 Þ Al3+ + 3NO3-, Fe2(SO4)3 Þ 2Fe3+ + 3SO42-,

H2SO4 Þ 2H+ + SO42-, Ba(OH)2 Þ Ba2+ + 2OH-.

Приведённые уравнения означают, что сильные электролиты диссоциированы нацело, т. е. одноимённые ионы равноценны и отщепляются независимо.

Если же одноимённые ионы оказываются в составе слабого электролита, то их отщепление от молекулы не может происходить одновременно и как только один из них уходит из молекулы, так другой удерживается оставшейся частицей ещё сильнее. По этой причине диссоциация слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований проходит ступенчато, например:

H2S H+ + HS-

HS - H+ + S2-;

H3PO4 H++ H2PO4-

H2PO4- H+ + HPO42-

HPO42- H+ + PO43-;

Mg(OH)2 MgOH+ + OH-

MgOH+ Mg2+ + OH-.

Важно отметить, что число ионов образующихся по первой ступени диссоциации в 10000—1000000 раз больше, чем ионов образующихся по второй ступени диссоциации. Такое же соотношение и для ионов образующихся по второй и третей ступеням диссоциации.

К слабым электролитам относится и вода, которая незначительно диссоциирована на ионы водорода и гидроксид-ионы:

Н2О Н+ + ОН-.

Так в 1 л чистой воды при 250С содержится всего по 10-7 моль ионов Н+ и ОН-, т. е. из миллиарда молекул воды всего лишь одна молекула диссоциированна на ионы.

Подобно слабым электролитам могут диссоциировать не только молекулы, но и некоторые ионы. Например, ионы аммония NH4+ , гидроксокомплексы и др.:

NH4+ NH3 + H+,

[Zn(OH)4]2- [Zn(OH)3]-+ OH-

[Zn(OH)3]- [Zn(OH)2]0 + OH-

[Zn(OH)2]0 [Zn(OH)]+ + OH-

[Zn(OH)]+ Zn2+ + OH-,

HCO3- H+ + CO32-,

FeOH+ Fe2+ + OH-.

Это обстоятельство следует учитывать при рассмотрении диссоциации кислых и основных солей, а также солей гидроксокомплексов. Так, например, диссоциацию гидрокарбоната натрия как соли слабой кислоты следует записывать следующим образом:

NaHCO3 Þ Na++ HCO3- - (первая стадия по типу сильного электролита) и

HCO3- H+ + CO32‑ - (вторая стадия по типу слабого электролита).

Электролитическую диссоциацию хлорида гидроксожелеза(III) как соли слабого трёхкислотного основания нужно описать уравнениями:

FeOHCl2 Þ FeOH2+ + 2Cl - - (первая стадия как сильного электролита) и

FeOH2+ Fe3+ + OH - - (вторая стадия по типу слабого электролита).

2.1.2 РАСТВОРИМОСТЬ ВЕЩЕСТВ В ВОДЕ

При обсуждении поведения солей в процессе растворения указывалось, что образование кристаллов соли из ионов возможно только в насыщенных растворах. Например, в насыщенном растворе хлорида натрия этот процесс можно описать уравнением:

NaCl крист. Na+раствор + Cl-раствор.

Однако в данном случае знак относится не только к диссоциации. Этот знак показывает также, что в насыщенном растворе соли ионы находятся в равновесии с веществом, находящимся в твёрдой фазе, т. е. в осадке. Насыщенный раствор хлорида натрия является высоко концентрированным, поэтому для установления равновесия нужно растворить значительное количество соли в воде. Например, в 1 л насыщенного раствора NaCl находится около 360 г вещества. Соли, в насыщенном растворе которых находится более 1 г/л вещества, относят к растворимым солям. Вещества, растворимость которых менее 1 г/л принято называть малорастворимыми[1]. Так в 1 л насыщенного раствора малорастворимого хлорида серебра содержится только 0,0001 г соли. Понятно, что насыщенный раствор такой соли получить очень легко. Если в каком-либо растворе суммарное содержание ионов Ag+ и Cl - превысит 0,0001 г/л, то из этого раствора выпадет осадок AgCl и установится динамическое равновесие между ионами в растворе и осадком:

AgCl крист. Ag+раствор + Cl-раствор.

Хорошо растворимыми веществами являются:

·  Большинство солей щелочных металлов и иона аммония (NH4+) и их гидроксиды;

·  Большинство солей азотной, муравьиной, уксусной и хлорной кислот;

·  Галогениды металлов за исключением солей серебра(I), меди(I), ртути(I) и свинца(II).

Малорастворимыми являются:

o  Основные и амфотерные гидроксиды металлов, за исключением щелочных;

o  Сульфиды металлов, за исключением солей щелочных и щелочноземельных элементов;

o  Карбонаты и фосфаты большинства металлов, за исключением щелочных;

o  Многие соли серебра(I) и свинца(II), за исключением нитратов и ацетатов.

Для определения типа растворимости солей на экзамене разрешается пользоваться таблицами растворимости. При этом следует учитывать, что существует ряд солей, которые в воде разлагаются в результате полного гидролиза или протекания реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. В таблице такие соли отмечены прочерком «-».

2.1.3 «ДВИЖУЩАЯ СИЛА» ИОННЫХ РЕАКЦИИ

Прямым следствием неполноты диссоциации слабых электролитов и низкой растворимости некоторых солей является склонность ионов – продуктов их диссоциации или растворения к обратному превращению в молекулы или кристаллические вещества. Это свойство проявляется, когда такие частицы попадают в раствор раздельно, т. е. в составе разных веществ. Например, если смешать растворы HCl и KNO2 , то в полученном растворе ионы водорода и нитрит-ионы будут связываться в молекулы слабой азотистой кислоты:

H+ + NO2- Þ HNO2.

При сливании растворов HCl и KNO3 молекулы азотной кислоты не образуются, поскольку она является сильным электролитом.

При смешивании растворов нитрата серебра и хлорида натрия в растворе окажутся ионы Ag+ и Cl - в количестве превышающем предел растворимости малорастворимой соли AgCl, в результате чего будет происходить образование осадка этой соли:

Ag+ + Cl - Þ AgCl¯.

Таким образом, «движущей силой» ионных реакций является образование малодиссоциированных соединений или малорастворимых соединений.

Следует учитывать, что малодиссоциированными соединениями могут быть не только молекулы кислот и оснований, но ионы, входящие в состав кислых и основных солей, а также гидроксокомплексы. Малорастворимыми соединениями могут быть не только соли и гидроксиды, но и газы.

2.1.4 СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ИОННЫХ РЕАКЦИЙ

Уравнения ионных реакций обычно записывают в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Молекулярная форма уравнения показывает, какие вещества вступают в реакцию, какие вещества можно выделить из раствора, а также позволяет рассчитать их количества. Ионно-молекулярная форма уравнения позволяет определить возможность превращения и его причины, а также предсказать обратимость или необратимость реакции.

Реакции образования малорастворимых соединений

Прядок составления таких уравнений покажем на примерах.

Пример: Реакция при сливании растворов Na2SO4 и BaCl2.

Составление уравнения реакции можно представить в несколько этапов.

I этап: составим молекулярное уравнение, в правой части которого просто поменяем исходное сочетание ионов:

Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4.

II этап: представим все вещества в виде частиц, в которых они преимуще-ственно находятся в растворе – сильные электролиты в виде ионов, слабые электролиты и малорастворимые соли – в виде молекул (соединений):

2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl - = 2Na+ + 2Cl - + BaSO4¯

Все вещества в этом уравнении относятся к классу солей, т. е. являются сильными электролитами, они должны быть записаны в виде ионов. Однако, обращаясь к таблице растворимости, находим, что сульфат бария является малорастворимой солью, следовательно, в уравнении его следует записать в молекулярном виде.

III этап: удаляем из левой и правой частей уравнения одинаковые частицы (они в превращении не участвуют) и получаем сокращённое ионно-молекулярное уравнение:

SO42- + Ba2+ Þ BaSO4¯.

Полученное уравнение показывает, что реакция между сульфатом натрия и хлоридом бария возможна, причиной её протекания является образование малорастворимого сульфата бария, и эта реакция практически необратимая.

Пример: Определите возможность протекания реакции между хлоридом серебра и сероводородом.

Выполняем действия аналогично предыдущему примеру:

2AgCl + H2S = Ag2S + 2HCl

Обе соли в этом уравнении малорастворимые, а из кислот сероводородная – слабый электролит, соляная – сильный электролит. Следовательно, ионно-молекулярное уравнение должно быть записано следующим образом:

2AgCl ¯ + H2S Ag2S ¯ + 2H+ + 2Cl-.

В этом уравнении ничего не сокращается, поэтому оно будет окончательным ионно-молекулярным уравнением. Реакция слева направо пойдёт, так как образуется малорастворимая соль, однако возможна и обратная реакция (справа налево), т. к. существует причина её протекания – образование малорастворимой соли AgCl и слабого электролита H2S. Таким образом, эта ионная реакция будет обратимой и в уравнении необходимо поставить знак равновесия «».

Реакции образования слабых электролитов

Пример: Напишите уравнения реакций между следующими парами веществ: а) KClO и H2SO4; b) NH3×H2O и HNO3; c) NH4Cl и NaOH; d) K2SO3 и H2SO3.

Реакция а):

2KClO + H2SO4 = 2HClO + K2SO4

2K+ + 2ClO - + 2H+ + SO42- = 2HClO + 2K+ + SO42-

ClO - + H+ Þ HClO

Реакция между KClO и H2SO4 возможна, причиной её протекания является образование слабого электролита – хлорноватистой кислоты.

Реакция b):

NH3×H2O + HNO3 = NH4NO3 + H2O

NH3×H2O + H+ + NO3- = NH4+ + NO3- + H2O

NH3×H2O + H+ NH4+ + H2O

Эта реакция возможна, т. к. образуется слабый электролит – вода. Однако возможно протекание и обратной реакции из-за образования слабого электролита – NH3×H2O. Следовательно, реакция обратимая.

Реакция с):

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3×H2O

NH4+ + Cl - + Na+ + OH - = Na+ + Cl - + NH3×H2O

NH4+ + OH - Þ NH3×H2O

Реакция протекает из-за образования слабого основания – NH3×H2O.

Реакция d):

K2SO3 + H2SO3 = 2KHSO3

2K+ + SO32- + H2SO3 = 2K+ + 2HSO3-

SO32- + H2SO3 2HSO3-

Прямая реакция возможна в виду образования слабого электролита – гидросульфит-иона (продукт диссоциации по первой ступени слабой сернистой кислоты). Реакция обратимая, т. к. причиной её протекания в обратном направлении является образование слабого электролита – сернистой кислоты.

Реакции с участием слабых многоосновных кислот и их солей

В примере 3d рассмотрен случай взаимодействия слабой двухосновной кислоты с её солью приводящий к образованию кислой соли. Рассмотрим другие реакции с участием слабых многоосновных кислот или их солей.

Ранее отмечалось, что слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например, диссоциация ортофосфорной кислоты идёт в три ступени:

H3PO4 H++ H2PO4-

H2PO4- H+ + HPO42-

HPO42- H+ + PO43-.

Поскольку ионы водорода отщепляются от молекул кислоты постепенно, то ионные реакции с участием этой кислоты также протекают ступенчато (в три стадии). При нейтрализации ортофосфорной кислоты щёлочью реакция идёт в три стадии:

H3PO4 + KOH KH2PO4 + H2O - первая стадия,

KH2PO4 + KOH K2HPO4 + H2O - вторая стадия,

K2HPO4 + KOH K3PO4 + H2O - третья стадия.

В ионно-молекулярном виде эта реакция записывается следующим образом:

H3PO4 + OH - H2PO4- + H2O,

H2PO4- + OH - HPO42- + H2O,

HPO42- + OH - PO43- + H2O.

Какие конкретно соли получатся, зависит от соотношения количеств кислоты и щёлочи. Если H3PO4 и KOH взяты в соотношении 1:1, то получится гидрофосфат калия, при соотношении 1:2 – дигидрофосфат калия, а при соотношении 1:3 или при избытке щёлочи – ортофосфат калия. Возможно образование и смеси солей, например при соотношении кислоты и щёлочи 2:3, получатся две соли:

2H3PO4 + 3KOH = KH2PO4 + K2HPO4 + 3H2O.

Обычно в несколько стадий протекают и реакции с участием солей слабых многоосновных кислот, т. е. присоединение ионов водорода к ионам кислотного остатка также идёт постадийно, например:

2CaCO3 + 2HCl Ca(HCO3)2 + CaCl2

CaCO3 + H+ HCO3- + Ca2+ - первая стадия;

Ca(HCO3)2 + 2HCl 2H2CO3 + CaCl2

HCO3- + H+ H2CO3 (CO2 + H2O) - вторая стадия.

Фактически эта реакция является обратной процессу диссоциации кислоты.

В ряде случаев при определении продуктов для реакций данного типа является важным, как смешиваются реагенты. Рассмотрим реакцию CO2 с раствором гидроксида натрия. Обычно эту реакцию проводят, пропуская углекислый газ по трубке через раствор щёлочи. Так как СО2 поступает в раствор постепенно, то, выходя из трубки, он будет в недостатке по отношению к гидроксиду натрия. Следовательно, сначала будет образовываться средняя соль:

CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O,

и только потом начнётся образование кислой соли:

CO2 + H2O + Na2CO3 2NaHCO3.

Учёт таких особенностей проведения реакций особенно важен при решении расчётных задач по уравнениям химических реакций.

Реакции с участием солей амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды являются слабыми электролитами, и имеют свои особенности диссоциации. Они диссоциируют на ионы и как слабые кислоты и как слабые основания. Например, гидроксид цинка диссоциирует как двухосновная кислота:

Zn(OH)2 H+ + HZnO2-, HZnO2- H+ + ZnO22-

и как двухкислотное основание:

Zn(OH)2 ZnOH+ + OH-, ZnOH+ Zn2+ + OH-.

В присутствии сильных кислот равновесия диссоциации смещаются в сторону образования катионов цинка Zn2+. Наоборот, в присутствии сильных оснований (щелочей) равновесия смещаются в сторону образования цинкат-ионов ZnO22- *.

С учётом амфотерного характера гидроксида цинка взаимодействие нитрата цинка с гидроксидом натрия протекает в две стадии:

Zn(NO3)2 + 2NaOH Zn(OH)2¯ + 2NaNO3

Zn2+ + 2OH - Zn(OH)2¯ - I-я стадия;

Zn(OH)2¯ + 2NaOH Na2ZnO2 + 2H2O

Zn(OH)2¯ + 2OH - ZnO22- ** + 2H2O - II-я стадия.

По той же причине реакция цинката натрия с соляной кислотой также идет в две стадии:

Na2ZnO2 + 2HCl Zn(OH)2¯ + 2NaCl

ZnO22- + 2H+ Zn(OH)2¯ - I-я стадия;

Zn(OH)2¯ + 2HCl ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2¯ + 2H+ Zn2+ + 2H2O - II-я стадия.

2.1.5 РЕАКЦИИ ГИДРОЛИЗА СОЛЕЙ

Реакции гидролиза солей это частный случай реакций ионного обмена.

По существу эти реакции обратные реакциям нейтрализации. Рассмотрим пример:

HNO2 + KOH KNO2 + H2O

HNO2 + OH - NO2- + H2O NO2- + H2O HNO2 + OH -

Отмеченные рамкой уравнения отражают одно и то же равновесие между молекулами азотистой кислоты и её остатком – нитрит-ионом. Если первое из них является уравнением реакции нейтрализации, то второе – реакция гидролиза соли. Это становится особенно наглядным, если представить уравнение в молекулярном виде:

KNO2 + H2O HNO2 + KOH.

Тем не менее, молекулярное уравнение гидролиза соли практического смысла не имеет, так как гидролизу подвергается незначительная часть нитрит-ионов, находящихся в растворе. Равновесие гидролиза в подавляющем большинстве случаев смещено в сторону образования молекул воды, поскольку вода является электролитом более слабым, чем любая из слабых кислот или любое слабое основание. Главный же смысл реакций гидролиза состоит в том, что они существенным образом влияют на характер среды. Соли, подвергающиеся гидролизу, придают растворам кислый или щелочной характер.

Из уравнения NO2- + H2O HNO2 + OH - видно, что в растворе нитрита калия подвергается гидролизу нитрит-ион, в результате чего появляются свободные гидроксид-ионы. Их становится на много больше, чем в чистой воде и раствор приобретает щелочной характер.

Таким образом, если в составе соли имеется ион – остаток слабой кислоты, то он подвергается гидролизу и раствор приобретает щелочной характер.

Рассмотрим пример соли, содержащей остаток слабого основания – NH4Cl:

NH4Cl Þ NH4+ + Cl-.

Ион аммония является остатком слабого электролита – NH3×H2O, поэтому он вступает в реакцию с водой:

NH4+ + H2O NH3×H2O + H+.

При этом количество ионов водорода в растворе становится больше, чем в чистой воде – среда становится кислой. Однако и в этом случае равновесие реакции сильно смещено влево – в сторону образования воды, так как вода в 10 9 раз более слабый электролит, чем NH3×H2O.