§ 27. Химические свойства кислот, оснований, солей в свете теории электролитической диссоциации
Условия необратимого протекания реакций ионного обмена в растворах электролитов
белого осадка
CaF2 при
взаимодействии
ионов Ca2+ и F–
При смешивании растворов разных солей кальция с растворами фторидов разных металлов получается один и тот же осадок — фторид кальция CaF2↓. Это происходит потому, что во всех случаях имеющиеся в растворах ионы кальция Ca2+ реагируют с ионами фтора F– c образованием труднорастворимого вещества:
Ca2+ + 2F– = CaF2↓.
В связи с этим подумайте, почему минеральные воды, богатые растворимыми солями кальция, почти не содержат анионов фтора.
При действии соляной, серной, азотной кислот на карбонаты кальция, натрия и других металлов выделяется углекислый газ:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O.
Во всех этих случаях при взаимодействии карбонат-ионов и ионов водорода H+ образуется слабая кислота H2CO3:
,
которая разлагается на углекислый газ и воду. Реакция протекает с интенсивным выделением CO2, несмотря на очень низкую растворимость CaCO3. Никакого взаимодействия не происходит, если не выделяется газ, не выпадает осадок, не образуется малодиссоциирующее вещество. Например, если смешать растворы сульфата натрия Na2SO4 и нитрата калия KNO3, то в полученном растворе будут находиться катионы Na+, K+, анионы и
Приведённые примеры позволяют сделать вывод, что реакции ионного обмена протекают необратимо в случае образования газообразных веществ, осадков труднорастворимых веществ или малодиссоциирующих соединений — слабых электролитов.
В соответствии с принципом Ле Шателье выделение газа, образование осадка вызывает удаление продукта реакции из реакционной смеси — раствора, что и обеспечивает полное протекание реакции.
Реакции в растворах описывают уравнениями в трёх формах: молекулярной, полной ионной и сокращённой ионной. Во всех уравнениях слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают молекулярными формулами, например H2O, H2, Fe(OH)2, независимо от их строения (молекулярного или немолекулярного).
Сущность протекающих процессов наиболее чётко выражается при записи уравнений реакций электролитов в ионной форме. Для этого вначале составляем уравнение реакции в молекулярной форме:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O,
а затем — уравнение в полной ионной форме, указывая сильные электролиты в виде ионов, образующиеся газообразные и малодиссоциирующие соединения, в данном случае воду, в виде молекул:
,
а нерастворимые соединения немолекулярного строения в виде формульных единиц.
Для составления уравнения в сокращённой ионной форме исключаем из обеих частей уравнения ионы, не участвующие в реакции:
2H+ + 2OH– = 2H2O или H+ + OH– = H2O.
Уравнение реакции в сокращённой ионной форме полностью выражает химическую суть происходящего взаимодействия.
Очевидно, что, какую бы щёлочь и сильную кислоту мы ни взяли, взаимодействие между ними с образованием растворимой соли выразится таким же уравнением: H+ + OH– = H2O. Во всех этих случаях будет протекать одна и та же химическая реакция — реакция нейтрализации с выделением около 57 кДж энергии на один моль образовавшейся воды.
Уравнения в сокращённой ионной форме не только относятся к одной конкретной реакции между определёнными веществами, но и охватывают группу аналогичных реакций. В этом их основная ценность и обобщающее значение.
Рассмотрим химические свойства кислот, оснований и солей с позиции теории электролитической диссоциации.
