Химические реакции. Реакции в растворах электролитов

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 2 HgO = 2 Hg + O 2 реакции соединения 2 Na + Cl 2 = 2 NaCl реакции замещения CuO + H 2 = H 2 O + Cu реакции двойного обмена CaO + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O Указанные типы нередко совмещаются в более сложных реакциях.

Например : Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O. Эта реакция – одновременно и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольная кислота H 2 CO 3 неустойчива и разлагается на CO 2 и H 2 O . 2) По тепловому эффекту: экзотермические реакции, протекающие с экзо-эффектом – выделением энергии в форме теплоты (+ Q ): C + O 2 = CO 2 + Q, эндотермические реакции, протекающие с эндо-эффектом – поглощением энергии в форме теплоты (- Q ): N 2 + O 2 = 2NO – Q. 3) По направлению протекания процесса реакции подразделяются на необратимые, которые протекают только в прямом направлении и завершаются полным превращением реагентов в продукты: AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3 , 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): 2SO 2 + O 2 « 2SO 3 . 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 + H 2 O, и окислительно-восстановительные реакции, протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых (или даже хотя бы одного!) элементов, например: 2Cu 0 + O 0 = 2Cu 2+ O 2- , Cu 2+ O 2- + H 0 = Cu 0 + H 1+ O 2- , Cl 0 + 2Na 1+ O 2- H 1+ = Na 1+ Cl 1- + Na 1+ Cl 1+ O 2- + H 1+ 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: Zn 0 – 2e = Zn 2+ . Если отрицательно заряженный ион (заряд –1), например Cl - , отдаёт 1 электрон, то он становится нейтральным атомом: Cl - - 1e = Cl 0 . Если положительно заряженный ион или атом отдаёт электроны, то величина его положительного заряда увеличивается соответственно числу отданных электронов: Fe 2+ - 1e = Fe 3+ . Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион: S 0 + 2e = S 2- . Если положительно заряженный ион принимает электроны, то величина его заряда уменьшается, например: Mn 7+ + 5e = Mn 2+ , или он может перейти в нейтральный атом: H + + 1e = H 0 , Al 3+ + 3e = Al 0 . 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 + 6H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2 , (1) 2Al + 2KOH + 6H 2 O = 2K[Al(OH) 4 ] + 3H 2 . (2) В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом: 2Al + 2Na + + 2OH - + 6 H 2 O = 2Na + + 2[Al(OH) 4 ] - + 3H 2 , (3) 2Al + 2K + + 2OH - + 6 H 2 O = 2K + + 2[Al(OH) 4 ] - + 3H 2 , (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 - + 6H 2 O = 2[Al(OH) 4 ] - + 3H 2 . (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 Ba 2+ 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 , H 2 SO 4 , HNO 3 , H 2 S . 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: HNO 3 + NH 3 « 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 AlF 3 – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком: AlF 3 + :NH 3 « [AlF 3 ]:[NH 3 ]. 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: Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- , NaHSO 4 « Na + + HSO - « Na + + H + + SO 2- , Mg(OH)Cl « Mg(OH) + + Cl - « Mg 2+ + OH - + Cl - . В соответствии с данным определением соли делятся на средние ( Na 2 SO 4 ), кислые ( NaHSO 4 ) и основные ( Mg ( OH ) Cl ). Общеизвестно, что реакция чистой воды является нейтральной ( pH = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую ( pH 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 , CaCl 2 , K 2 SO 4 ) не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию. 2. Соли сильного основания и слабой кислоты, например KClO , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa , NaCN , Na 2 S , K 2 SiO 3 . Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия: CH 3 COONa + H 2 O « CH 3 COOH + NaOH. В результате реакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так: CH 3 COO - + H 2 O « CH 3 COOH + OH - . Следовательно, раствор CH 3 COONa будет проявлять щелочную реакцию. При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например: Na 2 S + H 2 O « NaHS + NaOH или в ионной форме S 2- + H 2 O « HS - + OH - . (6) Процесс (6) отражает гидролиз Na 2 S по первой ступени. Чтобы гидролиз прошёл полностью, как правило, увеличивают температуру процесса: HS - + H 2 O « H 2 S + 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 Al 2 ( SO 4 ) 3 , FeCl 2 , CuBr 2 , NH 4 Cl . Рассмотрим гидролиз хлорида железа ( II ): FeCl 2 + H 2 O « Fe(OH)Cl + HCl. (7) В ионном виде этот процесс можно записать так: Fe 2+ + H 2 O « Fe(OH) + + H + . (8) По второй ступени гидролиз протекает следующим образом: Fe(OH) + + H 2 O « 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 Al 2 S 3 , Cr 2 S 3 , CH 3 COONH 4 , ( NH 4 ) 2 CO 3 . При растворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующие кислота и основание: CH 3 COONH 4 + H 2 O « CH 3 COOH + NH 4 OH или в ионном виде: CH 3 COO - + NH + + H 2 O « CH 3 COOH + NH 4 OH. Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания.