Химические реакции. Реакции в растворах электролитов

Содержание.

стр.

1. Химические реакции

            Химические свойства веществ выявляются в химических реакциях. Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей. Химическая реакция изображается в общем виде уравнением

aA + bB = cC + dD,

где вещества A и B, вступившие в реакцию, называют реагентами (или исходными веществами), а новые вещества C и D, образующиеся в результате протекания реакции, - продуктами (или конечными веществами). Целочисленные параметры a, b, c и d в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами.

            Химические реакции классифицируются различными способами:

1) По типу взаимодействия:

            реакции разложения                                   2HgO = 2Hg + O₂

                реакции соединения                                    2Na + Cl₂ = 2NaCl

            реакции замещения                                     CuO + H₂ = H₂O + Cu

            реакции двойного обмена                           CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

            Указанные типы нередко совмещаются в более сложных реакциях. Например:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂­ + H₂O.

Эта реакция – одновременно и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольная кислота H₂CO₃ неустойчива и разлагается на CO₂ и H₂O.

2) По тепловому эффекту:

            экзотермические реакции, протекающие с экзо-эффектом – выделением энергии в форме теплоты (+Q):

C + O₂ = CO₂ + Q,

            эндотермические реакции, протекающие с эндо-эффектом – поглощением энергии в форме теплоты (-Q):

N₂ + O₂ = 2NO – Q.

3) По направлению протекания процесса реакции подразделяются на необратимые, которые протекают только в прямом направлении и завершаются полным превращением реагентов в продукты:

AgNO₃ + NaCl = AgCl¯ + NaNO₃,

и обратимые реакции, которые протекают одновременно в прямом и обратном направлениях, при этом реагенты превращаются в продукты лишь частично (т.е. реакции не идут до конца слева направо):

2SO₂ + O₂ « 2SO₃.

            Необратимость химической реакции подчёркивается в уравнении знаком равенства (=) между формулами реагентов и формулами продуктов, а обратимость реакции – специальным знаком – противоположно направленными стрелками («).

4) По изменению степеней окисления реакции подразделяются на:

            протекающие без изменения степеней окисления всех элементов, входящих в исходные вещества, например

NaOH + HCl = NaCl + H₂O,

и окислительно-восстановительные реакции, протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых (или даже хотя бы одного!) элементов, например:

2Cu⁰ + O⁰ = 2Cu²⁺O^2-,

Cu²⁺O^2- + H⁰ = Cu⁰ + H¹⁺O^2-,

Cl⁰ + 2Na¹⁺O^2-H¹⁺ = Na¹⁺Cl^1- + Na¹⁺Cl¹⁺O^2- + H¹⁺O^2-.

2. Окислительно-восстановительные реакции

            Окислительно-восстановительные реакции – это химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

            Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом отдаёт свои электроны, то он приобретает положительный заряд, например:

Zn⁰ – 2e = Zn²⁺.

Если отрицательно заряженный ион (заряд –1), например Cl^-, отдаёт 1 электрон, то он становится нейтральным атомом:

Cl^- - 1e = Cl⁰.

Если положительно заряженный ион или атом отдаёт электроны, то величина его положительного заряда увеличивается соответственно числу отданных электронов:

Fe²⁺ - 1e = Fe³⁺.

            Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион:

S⁰ + 2e = S^2-.

Если положительно заряженный ион принимает электроны, то величина его заряда уменьшается, например:

Mn⁷⁺ + 5e = Mn²⁺,

или он может перейти в нейтральный атом:

H⁺ + 1e = H⁰,

Al³⁺ + 3e = Al⁰.

            Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны. Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны.

            Окислитель в процессе реакции восстанавливается, а восстановитель -  окисляется.

            Следует помнить, что рассмотрение окисления (восстановления) как процесса отдачи (и принятия) электронов атомами или ионами не всегда отражает истинное положение, так как во многих случаях происходит не полный перенос электронов, а только смещение электронного облака от одного атома к другому.

3. Реакции в растворах электролитов

            Электролиты – это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью.

            Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

            С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода:

1.     

2.     

Например, можно рассмотреть две реакции:

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­,     (1)

2Al + 2KOH + 6H₂O = 2K[Al(OH)₄] + 3H₂­.        (2)

            В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом:

2Al + 2Na⁺ + 2OH^- + 6 H₂O = 2Na⁺ + 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­,          (3)

2Al + 2K⁺ + 2OH^- + 6 H₂O = 2K⁺ + 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­,              (4)

            В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:

2Al + 2OH^- + 6H₂O = 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­.             (5)

            Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы.

            Так, при помощи ионов серебра Ag⁺ можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария Ba²⁺ можно обнаружить ионы SO^2- и наоборот.

            С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.

            Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

            Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.

4. Представление о кислотах и основаниях

            Определения кислот и оснований с точки зрения теории диссоциации были даны С. Аррениусом.

            Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода H⁺. В соответствии с этим определением к кислотам относятся, например, HCl, H₂SO₄, HNO₃, H₂S.

            Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы OH^-. По современной номенклатуре основания принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления: NaOH – гидроксид натрия, KOH – гидроксид калия, Ca(OH)₂ – гидроксид кальция, Cr(OH)₂ – гидроксид хрома (II), Cr(OH)₃ – гидроксид хрома (III).

            Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов OH^- в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона OH^- даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

            После Аррениуса было показано, что определение кислот и оснований в терминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего многообразия кислотно-основных свойств веществ. Дальнейшее развитие химии потребовало уточнить и дополнить определения кислот и оснований.

            Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением

кислота ® основание + H⁺.

            На базе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака, который за счёт неподелённой пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счёт донорно-акцепторной связи ион аммония:

HNO₃ + NH₃ « NH⁺ + NO^-.

            Возможно и ещё более общее определение кислот и оснований. Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

            Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

            Так, например, фторид алюминия AlF₃ – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

AlF₃ + :NH₃ « [AlF₃]:[NH₃].

            Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса. В только что рассмотренном примере аммиак является основанием.

            Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями.

5. Гидролиз солей

            Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы, например:

Na₂SO₄ « 2Na⁺ + SO^2-,

NaHSO₄ « Na⁺ + HSO^- « Na⁺ + H⁺ + SO^2-,

Mg(OH)Cl « Mg(OH)⁺ + Cl^- « Mg²⁺ + OH^- + Cl^-.

            В соответствии с данным определением соли делятся на средние (Na₂SO₄), кислые (NaHSO₄) и основные (Mg(OH)Cl).

            Общеизвестно, что реакция чистой воды является нейтральной (pH = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую (pH < 7) и щелочную (pH > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию – причиной этого является гидролиз солей.

            Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.

            Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы H⁺ и OH^-, но в процессе гидролиза один или оба из этих ионов могут связываться ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциированные, летучие или труднорастворимые вещества. Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:

1. Соли сильного основания и сильной кислоты при растворении в воде (например, NaCl, CaCl₂, K₂SO₄) не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию.

2. Соли сильного основания и слабой кислоты, например KClO, Na₂CO₃, CH₃COONa, NaCN, Na₂S, K₂SiO₃.

Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:

CH₃COONa + H₂O « CH₃COOH + NaOH.

            В результате реакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:

CH₃COO^- + H₂O « CH₃COOH + OH^-.

            Следовательно, раствор CH₃COONa будет проявлять щелочную реакцию.

            При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например:

Na₂S + H₂O « NaHS + NaOH

или в ионной форме

S^2- + H₂O « HS^- + OH^-.       (6)

            Процесс (6) отражает гидролиз Na₂S по первой ступени. Чтобы гидролиз прошёл полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:

HS^- + H₂O « H₂S + OH^-.

            Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза.

            3. Соли слабого основания и сильной кислоты, например Al₂(SO₄)₃, FeCl₂, CuBr₂, NH₄Cl.

            Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II):

FeCl₂ + H₂O « Fe(OH)Cl + HCl.    (7)

            В ионном виде этот процесс можно записать так:

Fe²⁺ + H₂O « Fe(OH)⁺ + H⁺.           (8)

            По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:

Fe(OH)⁺ + H₂O « Fe(OH)₂ + H⁺.    (9)

            Из реакций (7)-(9) ясно, что в результате гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию.

            4. Соли слабого основания и слабой кислоты, например Al₂S₃, Cr₂S₃, CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃. При растворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующие кислота и основание:

CH₃COONH₄ + H₂O « CH₃COOH + NH₄OH

или в ионном виде:

CH₃COO^- + NH⁺ + H₂O « CH₃COOH + NH₄OH.

            Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

            Так, при гидролизе CH₃COONH₄ реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония (K = 6,3 * 10^-5) больше константы диссоциации уксусной кислоты (K = 1,75 * 10^-5).

Список литературы

1. Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы: В 2 т. М.: 1-я Федерат. книготорг. компания, 1998.

2. Хомченко Г. П. Химия для поступающих в вузы. М.: Высшая школа, 1988.

3. Фримантл М. Химия в действии: В 2 ч. М.: Мир, 1991.