МАРК РЕГНЕРУС ДОСЛІДЖЕННЯ: Наскільки відрізняються діти, які виросли в одностатевих союзах
РЕЗОЛЮЦІЯ: Громадського обговорення навчальної програми статевого виховання ЧОМУ ФОНД ОЛЕНИ ПІНЧУК І МОЗ УКРАЇНИ ПРОПАГУЮТЬ "СЕКСУАЛЬНІ УРОКИ" ЕКЗИСТЕНЦІЙНО-ПСИХОЛОГІЧНІ ОСНОВИ ПОРУШЕННЯ СТАТЕВОЇ ІДЕНТИЧНОСТІ ПІДЛІТКІВ Батьківський, громадянський рух в Україні закликає МОН зупинити тотальну сексуалізацію дітей і підлітків Відкрите звернення Міністру освіти й науки України - Гриневич Лілії Михайлівні Представництво українського жіноцтва в ООН: низький рівень культури спілкування в соціальних мережах Гендерна антидискримінаційна експертиза може зробити нас моральними рабами ЛІВИЙ МАРКСИЗМ У НОВИХ ПІДРУЧНИКАХ ДЛЯ ШКОЛЯРІВ ВІДКРИТА ЗАЯВА на підтримку позиції Ганни Турчинової та права кожної людини на свободу думки, світогляду та вираження поглядів Контакти
Тлумачний словник |
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Тема 4.2. Хімічні реакціїЛекція № 12 1. Реакції йонного обміну. 2. Окисно-відновні реакції. 3. Електроліз. 1.Реакції йонного обміну. Реакції між йонами у розчинах електролітів (так звані йошюобмііші реакції) відбуваються лише у напрямі зв'язування йонів з утворенням слабких електролітів:важкорозчинних або летких сполук, слабких кислот чи комплексних йонів. Прикладом суміші, коли реакція йонного обміну не відбувається, може бути суміш хлориду натрію NaCl і нітрату калію KNO3:
Якщо до розчину нітрату барію Ba(NO3)2 добавити розчин добре розчинних сполук, що містять сульфат-йони (наприклад, Na2SO4, K2SO4, FeSO4, H2SO4 тощо), то випадає білий осад сульфату барію. Отже, реакцію йонного обміну в цих випадках можна записати рівняннями як у молекулярній
так і в йонно-молекулярній формах:
Отже, якщо записати добре розчинні сполуки — сильні електроліти для всіх трьох рівнянь у вигляді йонів, а слабкий електроліт BaSO4 — у молекулярній формі і скоротити однакові йони в лівій і правій частинах цих рівнянь, то побачимо, що фактично реакція відбувається між йонами Ва2+ і SOу результаті їх зв'язування у важкорозчинну сполуку BaSO4. Такі скорочені рівняння називають йонно-молекулярними. Розглянемо найважливіші випадки йоннообміиних реакцій. Реакції з утворенням летких речовин:
Реакції утворення слабких кислот і основ:
Реакції нейтралізації (взаємодія кислоти з основою): · сильної кислоти з сильною основою;
· слабкої кислоти з сильною основою;
· слабкої основи з сильною кислотою;
Реакції утворення важкорозчинних основ і амфотерних гідроксидів:
Реакції утворення комплексних йонів:
Отже, утворення в розчинах комплексних йонів як слабких електролітів (катіонних чи аніонних) зумовлює зміщення йонної рівноваги вправо, тобто реакції між електролітами відбуваються практично до кінця. Причому, чим стійкішим є комплексний йон (тобто чим слабкішим електролітом він є), тим повнішою буде взаємодія між йонами електролітів, що утворюють цей комплекс. Гідроліз солей як окремий випадок реакцій йонного обміну у водних розчинах електролітів. Водні розчини багатьох нейтральних (середніх) солей не є нейтральними, що свідчить про взаємодію їхніх йонів (катіонів чи аніонів) з молекулами води. Зауважимо, що причина такої взаємодії криється у можливості утворення під час хімічної реакції слабких електролітів (зокрема, слабких кислот чи основ або ще слабкіших кислотних чи основних йонів) згідно з основною енергетичною концепцією хімічних реакцій: вони здійснюються мимовільно у напрямі зниження вільної енергії системи, тобто коли ΔG < 0. Реакції гідролізу — йонообмінного типу взаємодії відповідних за своїм походженням йонів (катіонів чи аніонів або тих та інших одночасно), розчинених у воді солей з полярними молекулами води. Ці взаємодії призводять до розкладання молекул води і до утворення відповідних слабких електролітів: слабких кислот або гідро-аніонів кислотних солей; слабких основ чи гідроксо-катіонів основних солей; слабких кислот і слабких основ одночасно. Слід зазначити, що всі реакції (іонного обміну характеризуються одним критерієм — зменшенням значення зміни енергії Гіббса ΔG (ΔG<0), тобто вони здійснюються тільки тоді, коли можливе зв'язування йонів у молекули слабких електролітів. Це реакції нейтралізації (кислотні + основні сполуки), гідролізу, утворення осадів та летких сполук. За походженням і, отже, за здатністю розкладати молекули води йони солей класифікують так: • катіони (загальна формула Меz+ (z = 2, 3, іноді 1 і 4), що походять від слабких основ, утворюваних металами і металоїдами ділянки 2 площини ПС, наприклад Cu2+, Fe2+ , Fe3+, Zn2+, Cd2+,Al3+, Sn2+ тощо. Реакції таких катіонів Mez+ з водою називають гідролізом за катіоном; їх можна записати таким рівнянням:
• аніони загальної формули Аz–, що походять від слабких кислот, утворюваних як металами і металоїдами ділянки 2 площини ПС за умови значень їх z = 4, 5, 6, 7 наприклад: МnО, МnО, Сr2O, СrО, VOтощо, так і неметалами ділянки 3 площини ПС за умови значень їх z = +1, +3, +4, іноді -1, -2, наприклад: оксигеновмісні типу NO, СО, SOтощо чи прості типу F–, S2– тощо. Реакції таких аніонів Az– з водою називають гідролізом за аніоном; їх можна записати таким загальним рівнянням:
Отже, за природою своїх йонів у структурі молекул солі класифікують так: • солі, побудовані з катіонів слабких основ і аніонів сильних кислот, наприклад ZnSO4, CuCl2, Fe(NO3)2, CrBr3, A12(SO4)3 тощо. Такі солі, як уже зазначалося, гідролізують за катіоном, причому ці реакції є оборотними; • солі, побудовані з катіонів сильних основ і аніонів слабких кислот, наприклад NaF, K2S, Na2CO3, Li2SO3 тощо. Такі солі гідролізують за аніоном, причому ці реакції є оборотними; • солі, побудовані з катіонів слабких основ і аніонів слабких кислот, гідролізують як за катіоном, так і за аніоном, причому ці реакції є практично необоротними. Більшість солей цього типу є важкорозчинними у воді, наприклад сульфіди, карбонати, сульфіди металів і металоїдів ділянки 2 площини ПС. Очевидно, що передумовою ефективного гідролізу солей є їх розчинність у воді. Отже, число солей цього типу, здатних до гідролізу, є досить обмеженим, наприклад NH4NO2, A1F-, тощо. Розглянемо типові випадки гідролізу солей: а) гідроліз солей, утворених катіонами слабкої основи й аніонами сильної кислоти. Більшість таких солей утворені багатокислотними слабкими основами (наприклад, CuSO4 —від Сu(ОН)2 і від H2SO4):
Скорочуючи всі йони, які не змінювали своєї структури, тобто не брали участі в реакції, дістанемо скорочене йонно-молекулярне рівняння гідролізу: Утворювані при цьому гідроксокатіони (катіони основних солей) є найслабкішими електролітами:
що видно із рівняння констант дисоціації двох можливих продуктів реакції гідролізу К<<К. Саме тому багатозарядні катіони, похідні від слабких багатокислотних основ Me(OH)z, де z =+2,+3, гідролізуються переважно за першим ступенем. Рівняння гідролізу відображує, як можна керувати оборотним процесом: 1) щоб запобігти гідролізу (пригальмувати його, змістивши рівновагу вліво), до розчину слід добавляти відповідну кислоту (H2SO4); 2) щоб, навпаки, прискорити гідроліз, слід або добавляти у розчин йони ОН– (NaOH або солі, які в результаті гідролізу утворюють йони ОН–), або розбавляти розчин (тобто підвищувати концентрацію такого реагенту, як вода), що, згідно із законом дії мас, прискорить гідроліз. б) гідроліз солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою: або Солі багато основних кислот можуть гідролізу вати ступінчасто:
Або за йонно-молекулярним рівнянням
або
Однак гідроліз за другим ступенем майже не здійснюється, оскільки вже на першому ступені утворюється більш слабка кислота НСО3 порівняно з тією, яка утворюється за другим ступенем Н2СО, що випливає з порівняння сили цих кислот як електролітів:
К<<К. Отже, перший ступінь гідролізу є найвигіднішим і завершеним. в) гідроліз солей, утворених слабкими основами і слабкими кислотами. Такі реакції є майже необоротними, оскільки під час їх утворюються два слабких електроліти (слабкодисоційовані або важкорозчинні), наприклад:
Кількісно гідроліз характеризують, як і процеси дисоціації, двома величинами: • ступенем гідролізу h, який є величиною, аналогічною ступеню дисоціації α:
• константою гідролізу Кг як оборотного процесу, в якому рано чи пізно настає рівновага:
де KR — константа дисоціації слабкого електроліту, який утворюється в реакціях перших двох типів гідролізу, тобто КД слабких основ чи КД слабких кислот. Для реакцій третього типу константа КГ матиме такий вигляд:
де Кд.осн і Кд.кисл — відповідно константи дисоціації утворюваних у реакціях цього типу слабких основи і кислоти (константи дисоціації слабких електролітів є величинами довідковими, визначеними експериментально). Аналіз рівнянь (3.35—3.37) для розрахунків значень h і КГ дає змогу зробити ряд важливих висновків: Ø ступінь гідролізу h тим більший, чим меншою є концентрація розчину Ø швидкість гідролізу зростає з підвищенням температури, оскільки при КНО); Ø чим слабкішим є електроліт, що утворюється під час гідролізу, тобто чим меншим буде значення його КД, тим повніше гідролізуватиме сіль. Розрахунок концентрації йонів Н+ чи ОН–, утворюваних у перебігу гідролізу, здійснюють за формулою, аналогічною формулі для розрахунку будь-яких йонів електролітів:
аналогічно
Якщо значення h невідоме, можна скористатись іншою формулою, де h замінено на Кг:
Читайте також:
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|