Химические реакции. Реакции в растворах электролитов

Содержание. стр. 1. Химические реакции. 2. Окислительно-восстановительные реакции. 3. Реакции в растворах электролитов. 4. Представление о кислотах и основаниях. 5. Гидролиз солей. Список литературы.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 Cl2NaCl 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 подчркивается 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 2Cu2O2 Cu2O2- H0 Cu0 H1O2 Cl0 2Na1O2-H1 Na1Cl1-

Na1Cl1O2- H1O2. 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 отдат свои электроны, то он приобретает положительный заряд, например Zn0 2e Zn2. Если отрицательно заряженный ион заряд 1, например

Cl отдат 1 электрон, то он становится нейтральным атомом Cl 1e Cl0. Если положительно заряженный ион или атом отдат 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 S2 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 подчркивается 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. Образующиеся вещества сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы. 2. Одно или несколько из образующихся веществ газ, осадок или слабый электролит хорошо растворимый

в воде. Например, можно рассмотреть две реакции 2Al 2NaOH 6H2O 2NaAlOH4 3H2, 1 2Al 2KOH 6H2O 2KAlOH4 3H2 В ионной форме уравнения 1 и 2 запишутся следующим образом 2Al 2Na 2OH- 6 H2O 2Na 2AlOH4- 3H2, 3 2Al 2K 2OH- 6 H2O 2K 2AlOH4- 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 сокращнное ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами 2Al 2OH- 6H2O 2AlOH4- 3H5 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

SO2- и наоборот. С учтом 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, CaOH2 гидроксид кальция, CrOH2 гидроксид хрома II, CrOH3 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 счт неподелнной пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счт

донорно-акцепторной связи ион аммония HNO3 NH3 NH NO Возможно и ещ 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 AlF3NH3. 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 SO2 NaHSO4 Na HSO- Na H SO2 MgOHCl MgOH Cl- Mg2 OH- Cl В соответствии с данным определением соли делятся на средние

Na2SO4, кислые NaHSO4 и основные MgOHCl. 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 S2- H2O HS- OH 6 Процесс 6 отражает гидролиз Na2S по первой ступени.

Чтобы гидролиз прошл 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 Al2SO43, FeCl2, CuBr2, NH4Cl. Рассмотрим гидролиз хлорида железа

II FeCl2 H2O FeOHCl HCl. 7 В ионном виде этот процесс можно записать так Fe2 H2O FeOH H. 8 По второй ступени гидролиз протекает следующим образом FeOH H2O FeOH2 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, NH42CO3. 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.