Ионообменные реакции в водном растворе

LXXIII Московская олимпиада школьников по химии

Заключительный этап

19 марта 2017 года

МГУ

РЕФЕРАТ

Тема «Ионообменные реакции в водном растворе»

                                                                                                      Выполнил ученик

9 класса

 ГБОУ СОШ №2088

Шумаков Антон Алексеевич

        Москва

Содержание

Введение        3

1. Ионообменные реакции в водном растворе        4

2. Закон Бертолле        6

3. Ионные реакции в растворах слабых электролитов        8

4. Применение ионообменных реакций в водном растворе.        9

Заключение        11

Литература        12

Введение

Ионообменные реакции присутствуют в нашей жизни в большём количестве. С их применением «поднимают» тесто хозяйки, в то же время ,зная закономерности протекания таких реакций, в промышленных масштабах заводы производят минеральные удобрения. Они стали неотъемлемой частью нашей жизни, закрепив себя , как на страницах учебников химии, так и в сознании людей, привыкших пользоваться продуктами ионообменных реакций, и как бы стремительно не развивалась химическая промышленность и общество в целом, ионообменные реакции еще долго будут являться одной из основ химии.

Цель моей работы – дать общие понятия ионообменных реакций, рассказать об их роли в жизни.

1. Ионообменные реакции в водном растворе.

Химические реакции в растворах электролитов (кислот, оснований и солей) протекают при участии ионов, которые образуются за счет воды. Если такие реакции не сопровождаются изменением степеней окисления, они называются реакциями двойного обмена [1].

Вода является универсальным растворителем для всех веществ. Это объясняется полярным характером молекулы воды и способностью ее молекул образовывать химические связи с другими молекулами [2]. Эту гипотезу доказали И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский используя химическую теорию растворов Д.И. Менделеева [1].

При растворении электролита в воде происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем диссоциация на ионы.

Молекулы воды представляют собой диполь, так как атомы водорода в воде расположены под углом 104,5 градусов, благодаря чему молекула имеет угловую форму (рисунок 1).

Рисунок 1 – Строение молекулы воды

Как правило легче всего диссоциируют вещества с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состоят из готовых ионов. При их растворении диполи воды ориентируются противоположными заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита. Между молекулами воды и ионами электролита возникаю силы притяжения. В результате связь между ионами ослабевает и происходит переход ионов из кристалла в раствор (рисунок 2).

Упрощенно происходящие процессы можно отразить с помощью следующего уравнения: NaCl → Na+ + Cl–

Рисунок 2 – Схема электролитической диссоциации хлорида натрия

на гидратированные ионы

Аналогично диссоциируют и молекулы электролитов с ковалентной полярной связью, только в этом случае под влиянием молекул воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную (Рисунок 3) [1].

Рисунок 3 – Схема электролитической диссоциации полярной молекулы хлороводорода на гидратированные ионы

Надо заметить, что в водном растворе возможен частичный или полный гидролиз. В следствии частичного гидролиза меняется лишь pH среды, но полный гидролиз уже будет являться полноценной реакцией. Рассмотрим пример того, когда потенциальный электролит перестает быть таковым вследствие полного гидролиза. Al2S3 – соль слабого основания и слабой кислоты, реагирует с водой, образуя гидроксид алюминия и сероводород, следовательно такое и многие некоторые соединения нельзя рассматривать, как поставщика ионов в раствор [3].

Все ионнообменные реакции в растворах электролитов протекают согласно Закону Бертолле.

2. Закон Бертолле:

Реакции обмена протекают только тогда, когда образуется малорастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ), или малодиссоциирующее соединение (очень слабый электролит, в том числе и вода) [4]. Примеры реакций ,идущих согласно правилу Бертолле:

1) BaS+2HCl=BaCl2+H2S↑

2) Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl

3) H2SO4+Ba(OH)2=BaSO4+2H2O

Стоит учесть, что данное правило работает только для ненасыщенных растворов, так, например, реакция не идущая при смешение слабых растворов, пойдет, если слить сильные растворы двух солей: Возьмем, например реакцию между растворами хлорида калия и нитрата натрия-NaNO3+KCl=KNO3+NaCl,согласно правилу Бертолле такая реакция идти не должна, так как продукты реакции, являются сильными электролитами, но сливая насыщенные растворы таких соединений выпадет осадок (температура воды 30°C), который оказывается хлоридом натрия, всему виной тут разные значения растворимости NaNO3, KCl, KNO3 и NaCl на одинаковый объем при температуре в 30 градусов. Так как в осадок выпала именно поваренная соль следует предположить, что у нее наименьшая растворимость, так и есть. При понижение температуры в осадок выпадают и другие соединения, уже при 22 градусах по Цельсию в осадок уходит KNO3 [4].

Вследствие этого факта, в дальнейшее будут рассматриваться реакции между не насыщенными растворами электролитов.

Реакцию обмена в растворе принято изображать тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают молекулярными формулами.

Например:

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2NaCl

Так как сильные электролиты существую в растворе в виде ионов распишем их.

2Na+ + SO42– + Ba2+ + 2Cl– = BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl–

При исключении из правой и левой части одинаковые ионы мы получаем сокращенное ионное уравнение

Ba2+ + 2Cl– = BaSO4↓

Это уравнение показывает, что сущность процесса сводится к взаимодействию ионов бария и сульфат-ионов, в результате которых выпадает осадок сульфата бария.  При этом совершенно не имеет никакого значения в состав каких электролитов они входят. Сокращенное ионное уравнение показывает сущность химической реакции и показывает какие ионы реагируют и какое вещество получается в результате.

Рассмотрим примеры реакций протекающих с образованием газа (а) и малодиссоциируемого вещества (б) [1].

а) Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S↑

2Na+ + S2– + 2H+ + 2Cl– = 2Na+ + 2Cl– + H2S↑

2H+ + S2– = H2S↑

б) NaOH + HCl = NaCl + H2O

Na+ + Cl– + H+ + Cl– = Na+ + Cl– + H2O

H+ + Cl– = H2O

Ионно-молекулярные уравнения помогаю понять особенности протекания реакций между растворами электролитов. Рассмотрим в качестве примера несколько реакций, протекающих с участием слабых электролитов.

3. Ионные реакции в растворах слабых электролитов

Нейтрализация сильной кислоты сильным основанием сопровождается одним и тем же тепловым эффектом, так как сводится к одному и тому же процессу – образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид ионов. Однако при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием или сильной кислоты слабым основанием, тепловые эффекты различны. Напишем реакцию нейтрализации слабой кислоты сильным основанием.

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

CH3COOH + Na+ + OH– = CH3COO– + Na+ + H2O

Как видно не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы натрия. Поэтому сокращенное ионное уравнение имеет вид.

CH3COOH + OH– = CH3COO– + H2O

Нейтрализация сильной кислоты слабым основанием.

HNO3 + NH4OH = NH4NO3 + H2O

H+ + NO3– + NH4OH = NH4+ + NO3– + H2O

Как видно не претерпевают изменений в ходе реакции только нитрат ионы. Поэтому сокращенное ионное уравнение имеет вид.

H+ + NH4OH = NH4+ + H2O

Нейтрализация слабой кислоты слабым основанием.

CH3COOH+ NH4OH = CH3COONH4 + H2O

В приведенной реакции все вещества, кроме соли слабые электролиты. Поэтому полное и сокращенное ионное уравнение имеют один и тот же вид.

CH3COOH+ NH4OH = CH3COO– + NH4+ + H2O

Сравнивая между собой полученные ионно-молекулярные уравнения, мы видим, что все они различные. Поэтому не одинаковые и теплоты этих реакций.

В реакциях нейтрализации, в которых хотя бы одно из веществ слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при которых соль существует вместе с кислотой и основанием, от которых она образованная. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции [5].

CH3COOH + OH– ↔ CH3COO– + H2O

H+ + NH4OH ↔ NH4+ + H2O

CH3COOH+ NH4OH ↔ CH3COO– + NH4+ + H2O

4. Применение ионообменных реакций в водном растворе.

Вероятно, чаще всего ионообменные реакции используют на кухне и в химической лаборатории. Сейчас речь пойдет о втором месте, там они очень активно используются в качественном анализе и количественном анализе.

Например, для определения катиона железа (III) ,можно использовать соли тиоциановой кислоты, так как гидраты роданида железа (III) окрашивают раствор красный цвет.

Так же кроме просто определения данного элемента, за счет ионообменных реакций, можно отделять нужный нам элемент в виде нерастворимого соединения. Так, осадительные методы отделения бария основаны,как правило, на низкой растворимости его сульфата и хромата в водных растворах. Кроме только качественного определения бария можно, за счет небольшой растворимости некоторых его соединений, можно количественно определить содержание бария в той или иной смеси. Так действует наиболее распространенный гравиметрический метод определения бария – сульфатный метод [6]

В химической промышленности (производство минеральных удобрений) довольно часто используют реакцию нейтрализации - реакцию ионного между кислотой и основанием, в ходе которой образуется соль и вода. При правильном мольном соотношение реагирующих веществ способ отделения данной соли становится довольно выгодным – его можно свести к выпариванию воды. Таким способом, к примру, получают  селитры бария или кальция.

Кроме чисто химического использования, многие хозяйки применяют правило Бертолле, возможно, даже не знав о нем: они пользуются ионообменной реакцией между пищевой содой  и уксусом, в результате чего выделяется газ, который «поднимает» тесто.

Заключение

1. Реакции ионного обмена протекают в растворах электролитов.
2. Реакции в водных растворах электролитов протекают между ионами, а потому изображаются в виде ионных уравнений.
3. Реакции ионного обмена протекают согласно Закону Бертолле: реакции ионного обмена в растворах электролитов протекают практически необратимо, только в том случае,  если в результате образуется осадок, газ или мадиссоциируемое вещество.
4. В реакциях нейтрализации, в которых хотя бы одно из веществ слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при которых соль существует вместе с кислотой и основанием, от которых она образованная.
5. Ионообменные реакции уже стали важной частью нашей жизни. Каждый человек в той или иной мере пользуется такими реакциями или их продуктами, будь то химик-аналитик или садовод. Они давно стали неотъемлемой классикой, как школьной программы, так и химической промышленности по производству минеральных удобрений.

Литература:

1. Габриелян О.С. Химия. 8 класс. Учеб. Для общеобразовательных учреждений / О.С. Габриелян  – М.: Дрофа, 2002. – 208 с.
2. Мингулина Э.И. Курс общей химии. Учеб. для студ. энергет. спец. вузов / Э.И. Мингулина, Г.Н. Масленнокова, Н.В. Коровин, Э.Л. Филиппов – М.: Высшая школа, 1990. – 446 с.
3.  Золотов Ю.А. Основы Аналитической химии. В 2 кн. Кн.1 Общие вопросы. Методы разделения: учеб для вузов / Ю.А. Золотов, В.И. Фадеева – М.: Высшая школа, 1996. – 383 с.
4. Кузьменко Н.Е. Начала химии / Н. Е. Кузьменко,  В.В.Еремин, В.А.Попков
5. Глинка Н.Л.. Общая химия. Учеб. для студ. вузов / Н.Л. Глинка – М.: Высшая школа, 1990. – 687 с.
6. Фрумина Н.С. Аналитическая химия бария / Н.С. Фрумина, Н.Н.Горюнова, С.Н.Еременко – М.: Издательство, год. – число страниц.