Обменные реакции в растворах электролитов

передают друг другу какие-либо частицы

Сущность протекающих при обменных реакциях процессов наиболее полно выражают уравнения реакций в ионно-молекулярной форме.
При записи уравнения реакции в ионно-молекулярной форме газы, слабые и средние электролиты записывают в виде молекул, а сильные – в виде ионов.
NaOH + HBr→ NaBr + H2O
Na+ + OH- + H++ Br-→ Na++ Br- + H2O
H++ OH- → H2O
Любая ионообменная реакция протекает в сторону образования слабого электролита. Если в результате реакции слабого электролита не образуется, реакция не идет.

реакции, реакция необратимо протекает только в прямом направлении:

1) реакции, протекающие с образованием газа:
Na2CO3+H2SO4 →Na2SO4+CO2+H2O
2Na++CO32-+2H++SO42- → 2Na++ SO42-+CO2+H2O
CO32-+2H+→CO2+H2O

2) реакции, протекающие с выделением осадка:
BaCl2+Na2SO4 → BaSO4 +2NaCl
Ba2++2Cl-+ 2Na++ SO42- → BaSO4 + 2Na++ 2Cl-
Ba2++ SO42- → BaSO4

3) реакции, протекающие с образованием слабого электролита:
KCN+HCl → HCN+KCl
K++CN-+H++Cl- → HCN+K++Cl-
CN-+H+ → HCN

веществах, так и в продуктах реакции, реакция обратима и может протекать как в прямом, так и в обратном направлении
CH3COOH + KOH ⇄ CH3COOK + H2O
Равновесие смещено в сторону образования более слабого электролита
CH3COOH + K++OH- ⇄ CH3COO-+K++ H2O
CH3COOH + OH- ⇄ CH3COO-+ H2O
NH4OH + HNO3 ⇄ NH4NO3 + H2O
NH4OH + H++ NO3- ⇄ NH4+ +NO3- +H2O
NH4OH + H+ ⇄ NH4+ + H2O
Реакции нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания обратимы.

части вещества соединяются с составными частями воды. Процесс гидролиза солей – это процесс обратный реакции нейтрализации.
10.2.1. Влияние природы соли на процесс гидролиза
1) Соли, образованные сильным основанием и сольной кислотой

NaCl +H2O⇄

NaOH +HCl→NaCl+H2O – необратимая реакция

гидролиз не идет

гидролизу не подвергаются

⇄ H++HCO3- KI = 4,5 10-7

HCO3- ⇄ H++CO32- KII = 4,7 10-11

HCO3- + OH-+2Na+

NaHCO3 + NaOH

3) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой:

Реакция среды – основная (рН>7). Гидролиз идет по первой ступени.

CuCl2 + H2O⇄

Cu2++2Cl- + HOH ⇄

CuOHCl + HCl

CuOH++H++2Cl-

Реакция среды – кислая (рН<7). Гидролиз идет по первой ступени.

S2- +2HOH⇄

2NH4OH+H2S

2NH4OH+H2S

Реакция среды – близка к нейтральной (рН≈7). Гидролиз идет до конца

Гидролиз идет по иону слабого электролита. Характер среды определя-
ется природой сильного электролита

Опыт:

2AlCl3+3Na2CO3+3H2O⇄

2Al3++6Cl-+6Na++3CO32-+3HOH ⇄

2Al(OH)3+3H2CO3+6Na++6Cl-

2Al(OH)3+3H2CO3+6NaCl

Соли, разные по природе, могут усиливать гидролиз друг друга

Кг:
а) Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:
NH4Cl + H2O ⇄ NH4Cl + HCl
NH4++ HOH ⇄ NH4+ + H+
Kt+ + HOH ⇄ KtOH + H+

[H+][OH-]=KW ; [HOH] ≈ Const;

образована слабым основанием и слабой кислотой:

2. Степень гидролиза – это доля вещества, подвергшегося гидролизу.

Диссоциация
Константа диссоциации Кд
Степень диссоциации α
Kд= α2C

Гидролиз
Константа гидролиза Кг
Степень гидролиза h
Kг = h2C

гидролиза возрастает

10.2.3. Влияние температуры на процесс гидролиза.

Гидролиз – эндотермический процесс. Повышение температуры усиливает процесс гидролиза.

растворе:
BaSO4 кр ⇄ Ba2++SO42-

Kp = [Ba2+]p[SO42- ]p = ПР

Произведение растворимости - это константа равновесия процесса
растворения малорастворимого электролита.

⇄ Ba2++SO42-
s s s
ПР = [Ba2+][SO42- ]= s2

PbI2 ⇄ Pb2++2I-
S s 2s
ПР= [Pb2+][I-]2 = s (2s)2 = 4s3

Соль выпадает в осадок , когда ее концентрация в растворе превышает ее растворимость (С > s)

PbCl2
C>s

Pb(NO3)2
C

PbSO4
C>s

FeCl3
C

Fe(OH)3
C>s

FeCl3
C

NiS
C>s

Ni(OH)2
C>s

Ni(NO3)2
C

s ≈ 3 10-3)
BaSO4 (ПР≈10-10; s ≈ 10-5)
SrSO4 (ПР≈10-7; s ≈ 3 10-4)

Осадки выпадают по мере достижения растворимости каждой из солей: BaSO4 → SrSO4 → CaSO4

BaSO4↓+ 2NaNO3
Ba2++SO42- → BaSO4
[Ba2+][SO42- ] = ПР – насыщенный раствор
[Ba2+] [SO42- ] > ПР – осадок выпадает
[Ba2+][SO42- ] < ПР – осадок не выпадает

Ba(NO3)2

Na2SO4

ПK>ПР

ПK<ПР

ПK=ПР

[Ba2+]

[SO42- ]

кальция и магния называются жесткими.
Суммарное содержание этих солей в воде называется ее общей жесткостью.
Количественно жесткость выражают в миллимоль эквивалентов ионов кальция или магния на литр природной воды.

Ж – жесткость природной воды, ммоль экв/л;
m – масса ионов кальция и магния в пробе природной воды, г;
V – объем пробы природной воды, л

хлоридов и сульфатов кальция и магния)

6,5-7,5). Цель – снижение коррозионной агрессивности.
3. Обработка сульфатом алюминия с последующим отстоем и фильтрацией. Цель – удаление мелкодисперсных примесей.
Al2(SO4)3 +6NaOH → 2Al(OH)3 + 3Na2SO4
Al(OH)3 - творожистый осадок с большой адсорбционной способностью.
4. Водоумягчение
а) для воды с временной жесткостью – кипячение:
Mg(HCO3)2 → Mg(OH)2+2CO2
Ca(HCO3)2 → CaCO3+CO2+H2O

ПРCaCO3 = 3,8·10-9
ПРCa(OH)2= 5,5·10-6

ПРMgCO3=2,1·10-5
ПРMg(OH)2=6·10-10