Реакции ионного обмена в водных растворах. Условия их необратимости.

Реакции, идущие в растворах между ионами, называются ионными реакциями.

Реакции в водных растворах электролитов изображаются в виде ионных уравнений. При их составлении следует учитывать, что малодиссоциируемые, плохо растворимые (выпадающие в осадок) и газообразные вещества записываются в виде молекул. Сильные растворимые электролиты, как полностью диссоциированные, пишутся в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

Реакции ионного обмена идут до конца:

1. если образуется осадок;

2. если выделяется газ;

3. если образуется малодиссоциирующее вещество, например вода.

Если в растворе нет таких ионов, которые могут связываться между собой, реакция обмена не протекает до конца, то есть является обратимой.

 

1. NaOH + HCl NaCl + H₂O
Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- Na⁺ + Cl^- + H₂O полное ионное уравнение
H⁺ + OH^- H₂O сокращённое ионное уравнение

эта реакция идёт до конца, так как образуется слабый электролит – вода.

 

1. CuSO₄+2NaOH → Cu(OH)₂↓+ Na₂SO₄

Cu²⁺+SO₄^2- +2Na⁺ +2OH^-→ Cu(OH)₂↓+2Na⁺+ SO₄^2-

Cu²⁺ +2OH^- → Cu(OH)₂↓

эта реакция идёт до конца, так как образуется осадок Cu(OH)₂.

 

CO₂

3. Na₂CO₃+2HCl → 2 NaCl+H₂CO₃

H₂O

2Na⁺ +CO₃^2- +2H⁺ + 2Cl ^- → 2Na⁺ + 2Cl ^- + CO₂↑+ H₂O

CO₃^2-+2H⁺→CO₂↑+H₂O

эта реакция идёт до конца, так как образуется газ и вода.

4. КСl + NaNO₃ → KNO₃ + NaCl

данная реакция не идёт до конца, то есть обратима, так как не образуется ни газ, ни осадок, ни слабый электролит.

 

Основания, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

Основания – электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием в качестве анионов только гидроксид-ионов (-ОН^-).

NaOH →Na⁺+ OH^-
Ba(OH)₂ →Ba²⁺+ 2OH^-
Ионы OH^- можно обнаружить с помощью индикаторов: лакмус в щелочной среде синий, фенолфталеин – малиновый.

Классификация оснований:

1. По растворимости в воде:

растворимые в воде - щёлочи - LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂,

нерастворимые в воде Cu(OH)₂, Al(OH)₃ и другие

2. По степени диссоциации:

сильные электролиты (щёлочи),

слабые электролиты (нерастворимые основания)

Химические свойства оснований:

1. Взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации

NaOH + HCl NaCl + H₂O
Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- Na⁺+ Cl^- + H₂O
H⁺ + OH^- H₂O

Cu(OH)₂+2HCl → CuCl₂+2H₂O

Cu(OH)₂+2H⁺ + 2Cl^- → Cu²⁺ + 2Cl^- +2H₂O

Cu(OH)₂+2H⁺ → Cu²⁺ + 2H₂O

2. Взаимодействие с кислотными оксидами

2NaOH +CO₂ Na₂CO₃ + H₂O
2Na⁺ + 2OH^- + CO₂ 2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O
2OH^- + CO₂ CO₃^2- + H₂O

3. Взаимодействие с солями (растворимыми в воде)

2NaOH + MgCl₂ Mg(OH)₂ + 2NaCl
2Na⁺ + 2OH^- + Mg²⁺ + 2Cl^- Mg(OH)₂ +2 Na⁺ + 2 Cl^-
2OH^- + Mg²⁺ Mg(OH)₂

4. Разложение при нагревании (нерастворимые в воде основания).

Cu(OH)₂→CuO+H₂O

 

Амфотерные гидроксиды – Al(OH)₃, Zn(OH)₂, и другие взаимодействуют и с кислотами, и с щелочами:

Zn(OH)₂+2HCl = ZnCl₂+2H₂O; Zn(OH)₂+2H⁺ = Zn²⁺+2H₂O

Al(OH)₃ +NaOH = Na[Al(OH)₄]; Al(OH)₃+OH^- = [Al(OH)₄]^-