Метилоранж (индикатор на кислотную среду) становится розовым в сильнокислом растворе (табл. 16), фенолфталеин (индикатор на щелочную среду) – малиновым в сильнощелочном растворе, а лакмус используется во всех средах.
13.4. Реакции ионного обмена
В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) химические реакции протекают обычно при участии ионов. При этом все элементы реагентов могут сохранять свои степени окисления (обменные реакции) или изменять их (окислительно-восстановительные реакции). Примеры, приводимые далее, относятся к обменным реакциям (о протекании окислительно-восстановительных реакций см. разд. 14).
В соответствии с правилом Бертолле, ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются твердые малорастворимые вещества (они выпадают в осадок), легколетучие вещества (они выделяются в виде газов) или растворимые вещества – слабые электролиты (в том числе и вода). Ионные реакции изображаются системой уравнений — молекулярным, полным и кратким ионным. Ниже полные ионные уравнения опущены (читателю предлагается составить их самому).
При написании уравнений ионных реакций надо обязательно руководствоваться таблицей растворимости (см. табл. 8).
Примеры реакций с выпадением осадков:
а)
б)
в)
г)
Внимание! Указанные в таблице растворимости (см. табл. 15) малорастворимые («м») и практически нерастворимые («н») соли выпадают в осадок именно в том виде, как они представлены в таблице (СаF2↓, PbI2↓, Ag2SO4↓, AlPO4↓ и т. д.).
В табл. 15 не указаны карбонаты – средние соли с анионом CO32-. Следует иметь в виду, что:
1) К2СO3, (NH4)2CO3 и Na2CO3 растворимы в воде;
2) Ag2CO3, ВаСO3 и СаСO3 практически нерастворимы в воде и выпадают в осадок как таковые, например:
3) соли остальных катионов, такие как MgCO3, CuCO3, FeCO3, ZnCO3 и другие, хотя и нерастворимы в воде, но не осаждаются из водного раствора при проведении ионных реакций (т. е. их нельзя получить этим способом).
Например, карбонат железа (II) FeCO3, полученный «сухим путем» или взятый в виде минерала сидерит, при внесении в воду осаждается без видимого взаимодействия. Однако при попытке его получения по обменной реакции в растворе между FeSO4 и К2СO3 выпадает осадок основной соли (приведен условный состав, на практике состав более сложный) и выделяется углекислый газ:
Аналогично FeCO3, сульфид хрома (III) Cr2S3 (нерастворимый в воде) не осаждается из раствора:
В табл. 15 не указаны также соли, которые разлагаются водой — сульфид алюминия Al2S3 (а также BeS) и ацетат хрома (III) Cr(СН3СОО)3:
Следовательно, эти соли также нельзя получить по обменной реакции в растворе:
(в последней реакции состав осадка более сложный; подробнее такие реакции изучают в высшей школе).
Примеры реакций с выделением газов:
Примеры реакций с образованием слабых электролитов:
Если реагенты и продукты обменной реакции не являются сильными электролитами, ионный вид уравнения отсутствует, например:
13.5. Гидролиз солей
Гидролиз соли – это взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа (ниже речь идет о средних солях).
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации α = 1, или 100 %);
2) собственно гидролиз, т. е. взаимодействие ионов соли с водой, – обратимая реакция (степень гидролиза α < 1, или 100 %).
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!
Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей КCl, NaNO3, Na2SO4 и BaI2 среда нейтральная.
В случае взаимодействия аниона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону.
1)
2)
Диссоциация соли KNO2 протекает полностью, гидролиз аниона NO2 – в очень малой степени (для 0,1М раствора – на 0,0014 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион ОН-), в нем рН = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит-ион NO2-, отвечающий слабой азотистой кислоте HNO2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
Список гидролизующихся анионов:
Примеры:
а)
б)
в)
г)
д)
Обратите внимание, что в примерах (в – д) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO3-, HPO42-, HS-) писать формулы соответствующих кислот (Н2СO3, Н3РO4, H2S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты НnА) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как Н2СO3, образовалась в растворе своей соли Na2CO3, то наблюдалось бы выделение из раствора газа СO2 (Н2СO3 = СO2↓ + Н2O). Однако при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона СО| с появлением в растворе только гидроаниона угольной кислоты HCOg.
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты (HNO2, НClO, HCN) или ее гидроаниона (HCO3-, HPO42-, HS-); чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы СО32-, РО43- и S2- подвергаются гидролизу в большей степени (в 0,1 М растворах ~ 5 %, 37 % и 58 % соответственно), чем ион NO2, так как диссоциация Н2СO3 и H2S по 2-й ступени, а Н3РO4 по 3-й ступени (т. е. диссоциация ионов HCO3-, HS- и HPO42-) протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO2. Поэтому растворы, например, Na2CO3, К3РO4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости раствора соды на ощупь). Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).
Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли, например Na2CO3, внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует с ОН-
и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза иона СО32- (ведь в раствор Na2CO3 мы не добавляли щелочь NaOH!).
В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по катиону:
Диссоциация соли Ni(NO3)2 протекает полностью, гидролиз катиона Ni2+ – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,001 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал кислым (среди продуктов гидролиза присутствует ион Н+), в нем рН = 5,96.
Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH4+. Гидролизуемый катион притягивает к себе анион ОН-, имеющийся в воде, и образует соответствующий гидроксокатион, а катион Н+ остается свободным:
Катион аммония в этом случае образует слабое основание – гидрат аммиака:
Список гидролизующихся катионов:
Примеры:
а)
б)
в)
г)
Обратите внимание, что в примерах (а – в) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов FeOH2+, CrOH2+, ZnOH+ писать формулы гидроксидов FeO(OH), Cr(OH)3, Zn(OH)2. Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей FeCl3, Cr2(SO4)3 и ZnBr2 выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
