Ионно-обменные реакции. Реакция нейтрализации.

Ионообменные реакции - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Условия необратимости реакций ионного обмена:

1. Если образуется осадок (↓) (смотри таблицу растворимости)

Pb(NO₃)₂ + 2KI → PbI₂↓ + 2KNO₃; 2. Если выделяется газ (↑)

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O)

Ca(OH)₂ + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы) CuSO₄ • 5H₂O + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]SO₄+ 5H₂O

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы ↔.

Нейтрализация (франц. neutralisation, от лат. neuter — ни тот, ни другой), нейтрализации реакция, химическая реакция между веществом, имеющим свойства кислоты, и веществом, имеющим свойства основания, приводящая к потере характерных свойств обоих соединений. При Н. фиксируются свойства кислот, такие, как изменение под их воздействием окраски некоторых растворимых красителей-индикаторов (например, фиолетового лакмуса — в красный цвет), каталитическое действие на некоторые химические реакции (например, инверсия сахаров), растворяющее действие на активные металлы (Mg, Zn и др.), карбонаты и некоторые др. малорастворимые соединения, кислый вкус водных растворов, а также потеря всех этих свойств при реакциях с основаниями. Наиболее типичная реакция нейтрализации в водных растворах происходит между гидратированными ионами водорода (называемыми иначе ионами гидрония) и ионами гидроксила (см. Гидроксильная группа), содержащимися соответственно в сильных кислотах и основаниях:

H₃O⁺ (или Н⁺×Н₂О) + ОН^- = 2Н₂О.

В результате концентрация каждого из этих ионов становится равной той, которая свойственна самой воде (около 10-7 г = ионов/л при комнатной температуре). При Н. слабой кислоты сильным основанием, например уксусной кислоты едким натром. Реакция до конца не идёт, является обратимой, и концентрация ионов гидроксила в растворе больше, чем в чистой воде (щелочная реакция раствора). При Н. слабого основания сильной кислотой реакция раствора становится кислой. Следовательно, в обоих последних случаях полная Н. не достигается и водородный показатель (pH) раствора лишь приближается к 7.

В неводных растворах с прототропными растворителями, т. е. такими, которые сами способны принимать или отдавать ионы водорода (протоны), Н. при взаимодействии кислоты и основания наступает тогда, когда концентрация сольватированных ионов водорода в растворе становится равной её концентрации в чистом растворителе. В растворах кислот и оснований непрототропного типа Н. наступает при достижении в реакции нейтрализации той концентрации катионов или анионов, которая свойственна чистому растворителю. Реакции нейтрализации применяются в химических производствах и при обработке отходов в др. производствах, а также в лабораторной практике, особенно в химическом анализе.

33.Гидролиз солей, константа гидролиза. Степень гидролиза и факторы, влияющие на неё.

ГИДРОЛИЗ (от греч. «hydro» — вода и «lysis» — разложение, распад), обменная реакция между веществом и водой. Количественно характеризуется константой гидролиза и отношением числа частиц, ионов или молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу частиц, введенных в раствор. Основа многих природных и технологических процессов. При гидролизе солей образуются кислоты и основания, в результате чего изменяется pH среды: AlCl3+ H2O AlOHCl2+ HCl. Благодаря гидролизу солей возможно существование буферных растворов. Гидролиз органических соединений широко используется для получения спиртов, альдегидов, кетонов, карбоновых кислот и их производных, а также галогензамещенных углеводородов. В присутствии кислот и щелочей гидролиз органических соединений значительно ускоряется.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой НА и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза Kr:

Kr =[ОН-][НА]/[А-]=KH2O/Ккисл

Здесь KH2O- ионное произведение воды.

Данное соотношение показывает, что чем слабее кислота, т.е. чем меньше константа ее диссоциации, тем больше константа гидролиза образованной ею соли.

Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты: Kr=[Н+][МОН]/[М+]=KH2O/Косн

Отсюда следует, что Kr тем больше, чем меньше Косн, т.е. чем слабее основание МОН.

Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза Kr уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:

Kr =h²CM/(1-h)

Чаще всего гидролизованная часть соли очень мала, а концентрация продуктов гидролиза незначительна. В подобных случаях h «1, и в знаменателе последней формулы этой величиной можно пренебречь. Тогда связь между Kr и h выразится более простыми соотношениями: Kr =h²CM .

Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли тем больше, чем меньше ее концентрация; иначе говоря, при разбавлении раствора гидролизирующейся соли степень ее гидролиза возрастает.