Ионные реакции

Ионные реакции

• Ионная реакция. В предыдущем пункте указывалось, что разбавленный раствор сильного электролита содержит вещество, растворенное почти исключительно в форме ионов. Последние не имеют прямого отношения друг к другу, поэтому каждый из них характеризуется определенными характеристиками, независимо от формы, в которой соединение было впервые взято.

• Например, какую бы кислоту вы ни взяли, ион водорода всегда сделает лакмус красной и придаст раствору кислый вкус. Поэтому некоторые свойства разбавленных растворов сильных электролитов являются по существу суммой характеристик отдельных ионов, входящих в его состав.

В другом положении находится сильный раствор сильного и сильного электролита. Людмила Фирмаль

Здесь наряду с ионами присутствует большое количество нерасщепленных молекул, которые могут существенно отличаться от свойств ионов. При смешивании разбавленного раствора 2 электролитов AX и BY (A и B-положительные ионы, X и Y-отрицательные ионы) жидкость содержит все 4 Иона: A \ B \ X ’и Y’.это непрерывное случайное движение, поэтому она может сталкиваться в разных комбинациях. 

1) A «+ B * 3) A * + X ’5)A * + Y’ 2) X7 + Y’4) B * + Y’ 6) B ’+ X’ Из-за сходства зарядов, связь не приобретается в первых 2 типах столкновений. Напротив, в любом из следующих типов столкновений образуются соответствующие молекулы. Случаи 3 и 4 дают исходный материал, а случаи 5 и Б являются новыми: возможность образования 4 веществ в растворах Ай и ВХ соответственно по формуле AH + BY AY + BX Исходя либо из AX, либо из BY, либо из AY и BX, результат оказывается в одном и том же равновесии.

Положение равновесия такой системы определяется свойствами формируемого substances. In в данном случае главную роль играет вероятность возникновения любого из них. Это в значительной степени зависит от относительного числа столкновений между соответствующими ионами. Например, как и в системе, концентрация всех 4 ионов должна быть примерно одинаковой. NaN03 + HCl HN03 + NaCl Все участники реакции действуют почти равномерно и сильно dissociated.

In в этом случае вероятность того, что каждое вещество будет образовано, примерно одинакова. Схематично это обозначается равной длиной внешней стрелки рядом с уравнением. Если одно из веществ диссоциирует слабее другого, то соответствующие ионы будут связываться с недиссоциированной молекулой в процессе ее образования, концентрация этих ионов в растворе будет ниже, а вероятность образования вещества обратной реакцией будет выше. decrease.

As в результате равновесие сдвигается, где Слегка диссоциированное вещество. Это может произойти в системе, например CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl Поскольку диссоциация уксусной кислоты относительно слабая, концентрация ионов CH3COO и H значительно снижается. Это снижает вероятность реакций с ионами Na *и SG, приводящих к образованию CbhCOONa и HC1.

Если сравнить рассматриваемую систему с предыдущей, то она<5 тыс. Система NaNOa + HCl * = * HNOj + NaCI CH3CON3 + HCI-y-g CHeCOOH + NaC! Много: на \ не Дж, ч \ СГ на \ СГ, СН3СООН Немного: NaNOj, HCI, HNO3. NaCI CHjCOO’, H \ CH3COONa, HCl, NaCl Если вы используете очень слабую соль синильной кислоты вместо CH3COO, равновесие сдвигается еще дальше вправо. — .> NaCN + HCl HCM + NaCI Из вышесказанного следует важный момент.

Реакция между ионами направлена на образование слабо диссоциированного вещества. Равновесие последней реакции смещено очень вправо, поэтому ее можно считать практически необратимой. Из этого, в частности, сильная кислота выделит слабую из своей соли. Уменьшение концентрации определенных ионов в растворе и возникающий в результате этого сдвиг равновесия происходят не только при образовании слабо Диссоциированных соединений, но и в результате вывода вещества»из зоны реакции».

Например, если такое вещество является летучим в лабораторных условиях, то оно исчезнет из системы, что снижает вероятность обратного reaction. In в большинстве случаев летучие соединения при этом слегка диссоциируют, но наоборот versa. So, если использовать разбавленный раствор NaCI и H2SO4, то в системе 2NaCl 4 * H2S04 Na2S04 + 2HCl Равновесие устанавливается и слегка смещается влево (поскольку H2SO4 имеет меньшую диссоциацию, чем HC1).

Напротив, при использовании сильного раствора NaCl и концентрированного H2S04 НС улетучивается, поэтому при нагревании равновесие полностью смещается вправо! (Летучесть вещества часто указывается стрелкой вверх）： 2NaCl + H2S04 ″ Na2S04-f 2HCIf Во многих случаях приходится иметь дело с образованием плохо растворимых веществ, которые удаляются из реакционной сферы в виде осадков (на это часто указывает нисходящая стрелка). понятно, что концентрация соответствующих ионов также уменьшается, и уменьшается возможность обратных реакций.

Например, в системе — > AgN03 + HCl ^ HNOj + AgClJ Из-за низкой растворимости AgCl равновесие сдвигается почти полностью вправо. Предыдущие реакции ионного типа описываются следующим образом: АГ — Ф Ной-ф Н + сі’ = и ’ — F нет£+ AgCIJ N’I Ион N03 не изменяется и может быть исключен из Формулы. Тогда последнее принимает следующий вид: АГ — + сі ’ = Агцл | Такая схематическая формула, независимо от природы других ионов, показывает, что»образование белого осадка AgCl происходит во всех случаях, кроме Ag»в ионах C1.Таким образом, AgN03 является реагентом ионов C1, т. е.

SG в растворе. HCl, напротив, действует как реагент для ионов Ag . Поскольку сильные электролиты в очень разбавленных растворах диссоциируют почти полностью, растворимость плохо растворимых солей можно легко выразить с помощью продукта растворимости (PR), который является продуктом ионной концентрации плохо растворимых электролитов в насыщенном растворе.

Например, насыщенный раствор AgCl при нормальных условиях[Ag ’] = [SP = 1•0-Pi-ion/ L. So[Ag] [Cr] = MO- ’ 0.In общий случай слаборастворимого сильного электролита типа AXB, формула PR принимает вид PR = [ANV].Численное значение продукта растворимости различных веществ может быть очень разным. ТОО имеет важное значение для химического диализа.2 ″» 6 Вышеуказанные реакции объединены названием реакции ионного обмена.

Потому что в этих реакциях простой обмен ионами позволяет образовать еще одну пару из 1 пары веществ. Теоретически они всегда обратимы, и каждой системе при определенных условиях соответствует определенное равновесное состояние. Это равновесие смещается(почти полностью) в сторону образования вещества: недостаточной диссоциации, недостаточной растворимости, неустойчивости.

Во многих случаях приходится справляться с процессом наличия плохо растворимых соединений между исходным материалом и готовым продуктом. Например、 CaC03 | + Na2S04 CaS04 + Na2C03 BaC03 | + Na2S04 = » = * BaS04 / + Na2C03 Равновесие таких систем смещается в сторону образования веществ с низкой растворимостью. Растворимость CaCO3(PR = 5-10-9) значительно ниже, чем у CaS04 (PR = 6-10-5), поэтому равновесие первой системы сильно смещено в сторону left.

In напротив, BaC03 (PR = 810 «9) более растворим, чем BaS04 (GTR = MO-10), и поэтому равновесие 2-й системы смещается вправо. В этой системе также очень часто встречаются случаи, когда одновременно образуются оба вещества с недостаточной диссоциацией и с низкой растворимостью. Если это происходит в том же направлении реакции, то ее равновесие будет смещаться дальше, чем от влияния только 1 фактора.

Но образование слабо Диссоциированных веществ наблюдается чаще в одном направлении реакции, а в противоположном направлении оно слабо растворяется. Равновесие такой системы смещается в сторону равновесия вещества, при его образовании соответствующие ионы соединяются более полно. Это зависит от растворимости малорастворимого электролита и степени диссоциации полученного вещества с низкой степенью диссоциации, поэтому возможно, что любой из них будет преобладать.

Например, в системе FeSJ-f 2H * 5 = b Fe «- fH2S и CuS | + 2H * Cu » + H2S Слабо диссоциированные вещества тоже одно и то же-сероводород. Между тем равновесие первой системы смещается почти полностью вправо, а равновесие второй системы смещается влево. Это связано с тем, что ионы S2 «полностью связываются с сероводородом, чем диоксид серы, в то время как сульфид меди гораздо менее растворим, чем FeS, а ионы S2» более полно связаны, чем H2S.

Образование плохо Диссоциированных соединений на самом деле является причиной многих растворений кислотами веществ, нерастворимых в воде. water. An примером может служить описанная выше реакция растворения FES, основанная на образовании низко диссоциированного сероводорода 8-9 1. одним из наименее рассекающих веществ, которые могут образоваться в ионной реакции, является вода.

Поэтому особенно часты случаи, когда равновесие ионной реакции сдвигается из-за образования недиссоциированной воды molecules. In помимо взаимодействия оснований и кислот (реакция нейтрализации), сюда входит реакция кислот с основаниями и кислыми ангидридами, а также окислов металлов с кислотами. Реакция нейтрализации в виде ионов, например Н * + OH7 + ч * + Си ’= нае + С1’4 — Н20 Или исключить ионы, которые не изменяются во время реакции. Ч ’+ О’ — Н20 Последнее уравнение является общим уравнением реакции нейтрализации, которое показывает, что когда Ион H встречается с Ионом OH, он становится молекулой воды, которая присоединяется во всех случаях и почти не dissociate.

In в этом случае исчезают как«кислотные «свойства Иона Н (кислоты), так и щелочного Иона он (основания), а полученный раствор приобретает» нейтральные » свойства, так как концентрация воды и Иона Н И Иона он равна. Само название «реакция нейтрализации» по существу представляет собой частный случай реакции ионного обмена. В предыдущем абзаце было отмечено, что процесс диссоциации воды на ионы протекает со значительным поглощением тепла.

Таким образом, образование молекул воды, которые не диссоциировали с ионами H и OH, приводит к выделению такого же количества тепла. Точные эксперименты показали, что количество тепла, выделяющегося при нейтрализации сильных оснований сильными кислотами, примерно одинаково во всех случаях и равно теплоте образования воды из ее ионов:\ b, bcal моль. Такая независимость свойств оснований и кислот вполне объяснима.

• Сильные электролиты в достаточно разбавленных растворах почти полностью диссоциируют, поскольку общий тепловой эффект реакции обусловлен только образованием нерасщепленных молекул воды. До сих пор ионные реакции, которые происходят с одинаковым количеством реагентов, были considered. As концентрация 1 из них возрастает, изменяется положение равновесия в системе. Эта ситуация действительно очень важна.

Это неудивительно, поскольку выход полученного продукта часто может значительно увеличиться при увеличении концентрации 1 исходного вещества material. As уже упоминавшаяся (IV§ 2) инструкция по этому вопросу показывает принцип преобразования закона и равновесия коллективного действия.

In в общем, технология старается повернуть процесс вспять как можно дальше и всегда смещать равновесие в более благоприятное русло. direction. Людмила Фирмаль

Часто решающую роль в направлении процесса играет реакция среды. Самый простой пример-диссоциация амфотерных электролитов. Таким образом, молекула гидроксида цинка может быть разложена как на основные, так и на кислотные типы ионов. Таким образом, для этого соединения характерно следующее равновесие[H2ZnO2 идентичен Zn (OH) 2).

Диссоциация как основание в кислой среде <- ЗН, # + 20ч я ^ ZnOH * + о ’ ^ ЗН(О),-Ч, ЗНО?^ =±Н * + HZn02 ^ 2Н’ + ЗНО? — Я щелочной; умеренная диссоциация в виде кислоты Как показывают стрелки, кислотная среда смещает свое равновесие в сторону диссоциации, в зависимости от основного типа. Это происходит потому, что образующиеся ионы OH присоединяются к ионам H среды(с образованием молекул HGO).

Напротив, в щелочной среде ионы H1 связываются аналогичным образом, что способствует диссоциации кислого типа. Благодаря возможности такого изменения равновесия диссоциации амфотерные гидроксиды, практически нерастворимые в воде, могут растворяться в кислотах и щелочах.2-13 августа. Добавь 1) одним из непосредственных наблюдаемых свойств ионов и молекул является их цвет.

Для того же, большинство ионов бесцветны. Будучи окрашенным, цвет часто служит важной особенностью. Например, во всех разбавленных водных растворах, содержащих дважды заряженную медь, выявляются характеристики синего цвета, но в сильных растворах, вследствие влияния анионов, цвет солей меди может отличаться.

Хороший пример этого приведен CuS04 5 5HjO и CuCI2-2HjO. Независимо от степени разбавления раствора, первое вещество является синим. 2. второй-зеленый в сильном растворе, но при разбавлении цвет меняется на синий, что характерно для гидратированных ионов меди, а в хорошо разбавленном растворе цвет обоих веществ почти одинаков. 2) величина PR не зависит от относительной концентрации none.

Однако, как видно из данных AgCl, он изменяется с температурой. Температура,°С. 。 。 5 10 25 50100 ПР-10У……. 0.2! 0.37 1.56 13.2 21.5 Величина PR, как описано в литературе, связана, как правило, с комнатной температурой, с насыщенным раствором соответствующего электролита в чистой воде. Увеличение общей ионной силы раствора сопровождается увеличением величины PR (например, от BaSO <1-10, от ’°проприетарного раствора в воде до 2-10-9). г = 0.25).

По грубым оценкам, изменения температуры и концентрации PR обычно не учитываются. 3) понятие растворимости продукта позволяет легко ориентироваться в нескольких проблемах, связанных с поведением труднорастворимых электролитов при определенных условиях. Например, слабонасыщенный раствор малорастворимых солей с общим Ионом (AgNOj или CHjCOONa) добавляют к насыщенному раствору малорастворимого CHjOOOAg (PR = 4•10 «3), что приводит к резкому увеличению концентрации latter.

In другими словами, добавление небольшого количества соли к общему Иону значительно снизит растворимость плохо растворимых электролитов. 4) Добавление солей, не содержащих общих ионов, с плохо растворимыми электролитами приводит к незначительному повышению растворимости электролита(рисунок V-26).

Этот результат основан на выражении пр во всех терминах (к-катион, а-анион), в теории деятельности(§ 5 add.26). Пр = ас АА — [К]•/ К•[А]•/ илиК=- J3JL Это связано с тем, что электролиты, о которых идет речь, сильно концентрируются в KNOj. Трудный для того чтобы растворить, моль сатурации / л/ А и/ Решение ближе к единству. Добавить структуру — _ L рисунок V-26.Нейтральный эффект Соль вызывает увеличение ионной силы раствора.

Растворимость в соли. Это сопровождается снижением коэффициента активности (рисунок V-2I) и, как следствие, увеличением продукта (K) (L), то есть растворимости осадка. С точки зрения классической теории электролитической диссоциации это явление можно качественно интерпретировать как результат частичного ионного обмена слаборастворимых солей и вновь вводимых солей. 

5) зная размер продукта растворимости данной соли, вы можете сделать некоторые действительно важные расчеты. Например, предположим, что вам нужно полностью осаждать Ион SG из раствора как можно больше. Добавляя необходимое количество AgNOj к уравнению реакции, концентрация CI в растворе после осаждения составляет[CI7] =(Ag*) » VUP-I0-s = 0.00001 г-ион / .это будет т. теперь, во время осаждения, то есть пусть раствор будет 0.001, и добавьте AgNOj, что относительно излишне для него.

И затем… Пиар-Ю-10 т [Сл’]= — — — -, = ИО «7-0. 000001 г-МОК / .я (АГ-] 1 <Г3 Так, если добавить очень небольшое количество Агноя(около 0,2 г на интр), концентрация ионов хлора уменьшается в 100 раз. Из этого ясно, что необходимо применять слегка избыточный осадок для достижения возможного осаждения какого-либо Иона. 6) в химической практике гидроксид металла часто осаждают из раствора соли.

Для грубой оценки значения водородного индекса, соответствующего началу осаждения гидроксида E (OH) I из молярного раствора соответствующей соли для ионов Ep *, было принято уравнение： pHos14 4—logPr, где PR-продукт растворимости этого гидроксида. 7)из значения PR в тексте выберите [Ca*] = »» 5 * 10-9 / [COj ’]и [Ca] = 6•10〜$ / [$ OL.

In растворы, расположенные одновременно на обоих осадках, равновесная концентрация ионов Ca составляет всего 1, поэтому 5-1 <Г ’ / [сОГ] и 10 * 7 [soj, J. где [Co «L / [so ?/ — 5-IG9 / b. 10-5 »» «8.3-10» 5.Очевидно, что коэффициент эквивалентности реагирующих веществ 7 Б. В. Некрасов Соответствующее количество осадков составляет CaC0 «(oc) / CaS04″(oc）=»1 / 8.3.10-^®— 1.2•10 *。

Таким образом, на каждые 12 000 молекул CaCO осадок содержит только 1 молекулу CaSO. То есть можно предположить, что равновесие рассматриваемой системы почти полностью смещено влево. Приведенные в тексте особенности 2-й системы представляют собой несколько иные ситуации.

Точно так же, если вы рассуждаете, вы получаете{S0″] / [CC>»].■»1•10〜、0/8″10—в—1.25-10′ 1, оттуда BaS04 (o) / BaCO、（ ）-1 / 1.25•10 ″» ’-80、то есть на каждую молекулу BaS04, каждые 80 молекул, осадок содержит 1 молекулу BaCOj. Таким образом, равновесие смещается вправо, но оно не такое полное, как в предыдущем случае. 8) приведенное выше описание в тексте хорошо иллюстрируется следующим приблизительным расчетом.

Для диссоциации сероводорода по схеме H » $ * * 2H ’+ S«、 K = [Hp(S’WBS) = I * 10 -.«Насыщенный раствор IH, S)» 0,1 и (HJ I•!0 -«.Следовательно(S»] = » 1•I0-M. С другой стороны, в насыщенном растворе сульфидов 3S продукты растворимости[Э] {S»] PR, то есть ’ FeS и CuS, составляют 5-10〜| $и 8-10-3 соответственно. Таким образом, концентрация свободных не-S в рассмотренных случаях будет равна: Фес НФС КС > Я. 10 — ’ 4 ’3.10 -’ 1 

Для сравнения, ионы S наиболее полно связаны с ионами Cu, а не с ионами H и не с ионами Fe. 9) растворение солей слабой кислоты в сильной кислоте должно происходить быстрее по мере того, как кислота становится сильнее, поскольку в растворе этой кислоты образуется высокая концентрация nonh acid. In в принципе, это так и есть на самом деле. Однако могут наблюдаться очевидные исключения.

Например, растворение CaCO3 в слабой уксусной кислоте протекает гораздо быстрее, чем растворение в сильной серной кислоте. acid. In в этом случае (и в других подобных ему случаях) задержка растворения обусловлена образованием на поверхности СаСО3 слоев нерастворимых продуктов реакции (CaS04), что препятствует дальнейшему взаимодействию СаСО3 с кислотами. 

10) на рисунке V-27 графически показан ход изменения реакции среды в случае различных нейтрализаций (0,1 и 0,1 растворов).Если и кислоты, и основания являются сильными электролитами (HCl, NaOH), то переход соотношения эквивалентности между ними сопровождается очень резким скачком рН, то есть сильным изменением реакции среды.

Напротив, при взаимодействии слабых кислот и слабых оснований (CH£UN и NH4OH) этот скачок является unlikely. In в случае смешивания кривая нейтрализации будет асимметричной. Различие в характере отдельных кривых нейтрализации очень важно для количественного химического анализа. 

11) Если основание или кислота представляют собой слабый электролит, состоящий в основном из нерастворенного раствора, тепловой эффект реакции нейтрализации не должен оставаться постоянным. Но от молекулы. При ионизации последних, вообще говоря, выделяется и поглощается тепло. В зависимости от этого теплота нейтрализации также должна явно увеличиваться или уменьшаться.

Примеры плавиковой кислоты и хлорноватой кислоты, например： Раствора NaOH-Ф ВЧ-Наф + Н,0-Ф 16 ккал раствора NaOH + HOCl-NaOCl + Н, 0 4-9 ккал 12) процесс растворения амфотерных гидроксидов в кислотах и щелочах также может быть описан на основе добавления водорода или ионов водорода* W 2030 L0506070WOZ） Рисунок V-27.Изменения рН за счет Атем-Карезина. • / , Щелочной Оксил по схеме, например： » Zп(он) 2 + 2Н#ЗН (О) (О) ’+ Ч * * = * ЗН(OH2) Дж#ЗН(0н) 2 + 20Н ’ЗН(О) и J + о, ЗН(О) Джей

Такой способ письма в большинстве случаев носит более точный характер и чреват специфической семантикой ar при определении количества молекул воды или немолекул, связанных с этим центральным элементом. Учитывая все неводное. Тогда, согласно полученным результатам, он эквивалентен основному тексту выше. Например. ЗНО » + 2Н, 0 ЗН(о)».

То есть состав обоих конечных продуктов отличается только на 2 молекулы воды. Поскольку оба неиона гидратируются этими молекулами в неизвестном количестве, такие различия практически не отражаются на их составе. 13) Концентрация водородного Нонона, при которой амфотерные соединения диссоциируют минимально и одинаково в обоих направлениях, называется его изоэлектрической точкой. Последний из Zn (OH) j находится вблизи pH = 10.Если Амфотерное соединение трудно растворить, то минимальная растворимость также соответствует изоэлектрической точке.

Смотрите также:

Предмет химия

Гипотеза ионизации	Гидролиз
Электролитическая диссоциация	Химия и электрический ток