Іонні хімічні реакції – це хімічні процеси, які протікають в розчині або в розплаві між вільними іонами

Для іонних реакцій характерно, що вони протікають дуже швидко (практично моментально), тому що в реакційній системі речовини містяться у вигляді іонів, вже готових вступати в хімічну взаємодію. У цьому полягає їх відмінність від реакцій між молекулами, для здійснення яких необхідно забезпечити розрив хімічних зв’язків з подальшим утворенням нових зв’язків. Тому молекулярні хімічні реакції протікають значно повільніше, ніж іонні.

Окисно-відновні хімічні реакції – це хімічні реакції, які супроводжуються зміною ступені окиснення елементів

Хімічні реакції обміну – це хімічні реакції, які протікають із збереженням ступені окиснення елементів

Ступінь протікання реакцій обміну за участю іонів у водному розчині залежить від того, в якій мірі серед продуктів утворюються слабкі електроліти, гази, малорозчинні речовини, які утворюють осад. У 1803 році французький хімік Бертолле сформулював правило:

Правило Бертолле – Обмінні іонні хімічні реакції протікають практично повністю, якщо продуктами реакції є гази, осади або неелектроліти

Рівняння іонних хімічних реакцій

Реакції за участю електролітів (істинних електролітів і потенційно сильних електролітів) записуються у вигляді системи двох рівнянь – молекулярного рівняння і іонного рівняння. Для складання рівнянь іонних реакцій необхідно знати рівняння електролітичної дисоціації реагентів і продуктів.

Як і в молекулярних рівняннях, в іонних рівняннях зліва записують формули реагентів, а праворуч – формули продуктів, зазначені у вигляді окремих іонів. Формули слабких потенційних електролітів, в тому числі і води, а також газоподібних і твердих речовин (які виводяться з водного розчину у вигляді газу або осаду) залишають в молекулярному вигляді.

Приклад. В реакції обміну у водному розчині, молекулярне рівняння

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂ (газ) + H₂O

беруть участь Na₂CO₃ (сіль) HCl (кислота) і NaCl (сіль) – сильні електроліти, CO₂ газ, залишає реакційну систему, H₂O – слабкий електроліт.

Повне іонне рівняння хімічної реакції – це формули всіх сильних електролітів у вигляді суми іонів з яких вони складені, і формули газів, води, неелектролітів і нерозчинних речовин записаних в молекулярному вигляді

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^– = 2Na⁺ + 2Cl^– + CO₂ + H₂O

Іони Na​​⁺ та Cl^– в однаковій кількості присутні як зліва так і справа в рівнянні хімічної реакції, очевидно, що ці іони не беруть участі в хімічній реакції.

Скорочене іонне рівняння хімічної реакції – це формули сильних електролітів у вигляді суми іонів з яких вони складені, і формули газів, води, неелектролітів і нерозчинних речовин записаних в молекулярному вигляді, але лише тих, які беруть участь в хімічній реакції

CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂ + H₂O

Скорочені іонні рівняння відображують хімічну сутність реакцій між іонами (в даному прикладі – між карбонат іонами і катіонами гідрогену). Сукупний запис молекулярного і скороченого іонного рівняння реакції наочно відображає хімізм реакції. Однак окремо записані скорочені іонні рівняння відображають не одну реакцію, а безліч подібних реакцій. Так, вказане вище скорочене іонне рівняння реакції між Na₂CO₃ і HCl означає, що так само реагують між собою не тільки зазначені речовини, але і будь-які інші добре розчинні карбонати (які дисоціюють з утворенням CO₃^2-) і будь-які інші кислоти (які дисоціюють з утворенням H⁺).

Приклад:

K₂CO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + CO₂ + H₂O

Cs₂CO₃ + 2HNO₃ = 2CsNO₃ + CO₂ + H₂O

Для обох хімічних реакцій в наведеному прикладі підходить скорочене іонне рівняння:

CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂ + H₂O

Для карбонатів, мало розчинних у воді (наприклад CaCO₃) іонне рівняння реакції буде іншим.

Молекулярне рівняння хімічної реакції:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ + H₂O

Повне іонне рівняння:

CaCO₃ + 2H⁺ + 2Cl^– = Ca²⁺ + 2Cl^– + CO₂ + H₂O

Скорочене іонне рівняння:

CaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + CO₂ + H₂O

Аналогічно записуються реакції з утворенням осадів.

Приклад.

Молекулярне рівняння хімічної реакції:

CaCl₂ + 2NaF = 2NaCl + CaF₂

Повне іонне рівняння:

Ca²⁺ + 2Cl^– + 2Na⁺ + 2F^– = 2Na⁺ + 2Cl^– + CaF₂

Скорочене іонне рівняння:

Ca²⁺ + 2F^– = CaF₂

Іонне рівняння цієї реакції відноситься не тільки до конкретних реагентів (CaCl₂ і NaF), але і до всіх добре розчинних солей кальцію і флуоридів:

Ca(NO₃)₂ + 2KF = 2KNO₃ + CaF₂

Ca(ClO₄)₂ + 2NH₄F = 2NH₄ClO₄ + CaF₂

Реакції нейтралізації

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації

Реакція нейтралізації – це взаємодія катіонів гідрогену і гідроксид-іонів з утворенням молекули води

Катіон гідрогену + Гідроксид-іон → Вода

H⁺ + OH^– → H₂O

З урахуванням, що катіони гідрогену знаходяться у водному розчині у вигляді іонів H₃O⁺, рівняння реакції нейтралізації записується в загальному вигляді так:

Катіон оксонію + Гідроксид-іон → Вода

H₃O⁺ + OH^– → 2H₂O

Реакції нейтралізації є одночасно і реакціями солеутворення. В результаті взаємодії сильних основ з сильними кислотами утворюється розчин солі, який має нейтральне середовище (pH = 7).

Приклади.

Молекулярне рівняння хімічної реакції:

Ca(OH)₂ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

Повне іонне рівняння:

Ca²⁺ + 2OH^– + 2H⁺ + 2NO₃^– = Ca²⁺ + 2NO₃^– + 2H₂O

Скорочене іонне рівняння:

H⁺ + OH^– = H₂O

Більш сучасне пояснення реакцій нейтралізації дає Протона теорія Бренстеда.

Гідроліз (що таке гідроліз)

Розчини солей, утворених катіонами слабких основ або аніонами слабких кислот, мають або кисле середовище (pH < 7), або лужне середовище (pH > 7). З погляду іонної теорії Арреніуса це пояснюється тим, що відбувається реакція гідролізу. У загальному випадку гідроліз визначається як взаємодія солі з водою:

Сіль + Вода → Кислота + Основа

Гідроліз – це хімічна реакція, зворотна нейтралізації, в результаті якої відбувається утворення кислоти і основи

Кислота + Основа ⇄ Сіль + Вода

Можливість і характер протікання гідролізу визначається природою солі, тобто природою кислоти і основи, з яких утворена сіль.

1. Солі, утворені сильною кислотою і сильною основою, гідролізу не піддаються, їх водні розчини мають нейтральне середовище (наприклад, NaCl, K₂SO₄, NaNO₃). Див. Приклад 1.
2. Водні розчини солей, що утворені аніонами слабких кислот і катіонами сильних основ, мають лужне середовище (наприклад, Na₂CO₃, KNO₂, CH₃COONa). Див. Приклад 2.
3. Водні розчини солей, що утворені катіонами слабких основ і аніонами сильних кислот, мають кисле середовище (наприклад, NH₄NO₃, FeCl₃). Див. Приклад 3.
4. Для добре розчинних солей, утворених аніонами слабкої кислоти і катіонами слабкої основи, реакція розчинів залежить від ступені протікання оборотних стадій взаємодії з водою. Тобто від того, що є більш сильним електролітом, кислота чи основа, які утворюють сіль. Див. Приклад 4.

Приклад 1.

Гідроліз солей сильних кислот і сильних основ відсутній. Відбувається розчинення солі і процес гідратації іонів:

K₂SO₄ + nmH₂O = 2K⁺*nH₂O + SO₄^2-*mH₂O

Приклад 2.

Натрій нітрит NaNO₂ – сіль сильної основи NaOH і слабкої кислоти HNO₂. Сіль NaNO₂ дисоціює у водному розчині на катіони натрію і нітрит-іони, а на наступній стадії нітрит-іони зворотно реагують з водою:

NaNO₂ = Na⁺ + NO₂^–

NO₂^– + H₂O ⇄ HNO₂ + OH^–

В результаті гідролізу натрій нітриту розчин цієї солі має лужне середовище (pH > 7).

Якщо сіль утворена анионами багатоосновної слабкої кислоти, то продуктом реакції гідролізу буде гідроаніон – аніон кислотного залишку, що містить гідроген.

Наприклад, гідроліз натрій карбонату описується наступними двома стадіями:

Na₂CO₃ = 2Na⁺ + CO₃^2-

CO₃^2- + H₂O ⇄ HCO₃^– + OH^–

Слід звернути увагу на поширену помилку при складанні рівняння реакції гідролізу.

Не можна в рівнянні гідролізу використовувати більш, ніж одну молекулу води – це неправильно!

Правильно: CO₃^2- + H₂O ⇄ HCO₃^– + OH^–

Неправильно: CO₃^2- + 2H₂O ⇄ H₂CO₃ + 2OH^–

Останній запис є помилковим тому, що накопичення в розчині гідроксид-іонів OH- обов’язково призведе до зворотної реакції – часткової нейтралізації карбонової кислоти:

H₂CO₃ + OH- = HCO₃^– + H₂O

Тому дійсним продуктом гідролізу розчинних карбонатів (Na₂CO₃, K₂CO₃) є гідрокарбонат-іон HCO₃^–, а не карбонова кислота. Правильність цього твердження доводить відсутність виділення газоподібного карбон(IV) оксиду з розчинів карбонатів. Якби гідроліз протікав до утворення великих кількостей карбонової кислоти, то внаслідок її нестійкості при великій концентрації в розчині обов’язково б спостерігалося виділення газу:

H₂CO₃ = H₂O + CO₂

Приклад 3.

Ще один приклад стосується гідролізу солі утвореної сильною кислотою і слабкою основою, наприклад амоній нітрат NH₄NO₃:

NH₄NO₃ = NH₄⁺ + NO₃^–

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃*H₂O + H⁺; H⁺ + H₂O = H₃O⁺

В результаті гідролізу розчин амоній нітрату має кисле середовище (pH < 7).

Якщо сіль утворена катіонами многоосновних основ, то продуктом гідролізу буде гідроксокатіон основи.

Наприклад, гідроліз ферум(II) сульфату протікає відповідно до наступних двох стадій:

FeSO₄ = Fe²⁺ + SO₄^2-

Fe²⁺ + H₂O ⇄ FeOH^– + H⁺; H⁺ + H₂O = H₃O⁺ (pH < 7)

Неправильним буде такий запис реакції гідролізу:

Fe²⁺ + 2H₂O ⇄ Fe(OH)₂ + 2H⁺

Якби дана реакція відбулася, ми спостерігали б утворення осаду Fe(OH)₂, внаслідок його малої розчинності (5e-5 г. в 100 г. H₂O), однак осад не утворюється.

Приклад 4.

Гідроліз амоній нітриту протікає за такими стадіями:

NH₄NO₂ = NH₄⁺ + NO₂^–

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃*H₂O + H⁺; H⁺ + H₂O = H₃O⁺

NO₂^– + H₂O ⇄ HNO₂ + OH^–

Відомо, що гідроліз катіонів амонію протікає більш повно, отже, більше утворюється катіонів H⁺ (в порівнянні з аніонами OH^–) тому розчин буде слабокислим (pH < 7).

Зверніть увагу і порівняйте константи іонізації кислот і основ, якими утворена сіль. Константи іонізації характеризують силу електролітів – який з електролітів, що утворюють сіль, більш сильний, той і обумовлює кислотність середовища:

Константа іонізації NH₃*H₂O = 1,76e-5

Константа іонізації HNO₂ = 5,10e-4

Гідроліз амоній ацетату протікає за такими стадіями:

CH₃COONH₄ = NH₄⁺ + CH₃COO^–

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃*H₂O + H⁺; H⁺ + H₂O = H₃O⁺

CH₃COO^– + H₂O ⇄ CH₃COOH + OH^–

Ступінь протікання обох оборотних реакцій однакова, тому розчин амоній ацетату має нейтральне середовище (pH = 7).

Зверніть увагу і порівняйте константи іонізації кислот і основ, якими утворена сіль:

Константа іонізації NH₃*H₂O = 1,76e-5

Константа іонізації CH₃COOH = 1,74e-5

Розчин амоній ціаніду має сильнолужне середовище (pH > 7) внаслідок більшої міри протікання реакції гідролізу ціанід-іона:

NH₄CN = NH₄⁺ + CN^–

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃*H₂O + H⁺; H⁺ + H₂O = H₃O⁺

CN^– + H₂O ⇄ HCN + OH^–

Зверніть увагу і порівняйте константи іонізації кислот і основ, якими утворена сіль:

Константа іонізації NH₃*H₂O = 1,76e-5

Константа іонізації HCN = 5e-10

У водних розчинах кислих солей протікають одночасно, але в різному ступені дві оборотні реакції – дисоціація гідроаніона і його гідроліз, результат цих процесів і визначає середовище розчину.

Наприклад, водний розчин натрій гідросульфіту NaHSO₃ має кисле середовище (pH < 7):

NaHSO₃ = Na⁺ + HSO₃^–

HSO₃^– ⇄ H⁺ + SO₃^2-; H⁺ + H₂O = H₃O⁺

HSO₃^– + H₂O ⇄ SO₂*H₂O + OH^–

Водний розчин натрій гідроортофосфату Na₂HPO₄ має лужне середовище (pH > 7):

Na₂HPO₄ = 2Na⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2- ⇄ H⁺ + PO₄^3-; H⁺ + H₂O = H₃O⁺

HPO₄^2- + H₂O ⇄ H₂PO₄^– + OH^–

Тому назва “кислі солі” не повинна вводити в оману, що реакція розчинів таких солей завжди кисла.

Оборотна реакція гідролізу солі протікає тим повніше, чим більш слабкою є кислота і/або основа, які утворюють сіль. Так, з основи і кислоти, що утворюють амоній ціанід NH₄CN, більш слабким електролітом є гідроген ціанід, ніж гідрат амоніаку. Оскільки кислотність середовища розчину обумовлюється більш сильним електролітом, то розчин амоній ціаніду повинен мати лужне середовище.

Якщо сіль утворена більш сильною кислотою (в порівнянні з силою основи), то розчин солі буде кислим;

Якщо сіль утворена більш сильною основою (в порівнянні з силою кислоти), то розчин буде лужним

В рамках іонної теорії Арреніуса механізм протікання гідролізу можна пояснити наступним чином. Вода піддається, хоча і в дуже незначній мірі, автодисоціації:

H₂O ⇄ H⁺ + OH^–

Якщо у воду (при розчиненні солей і їх повній дисоціації) вводяться аніони, які можуть утворювати з катіонами гідрогену малодисоціюючі молекули або іони, то деяка кількість іонів H⁺ виявляється зв’язаною, а така само кількість іонів OH^– залишається вільною, обумовлюючи лужне середовище розчину (сильна основа + слабка кислота = сіль). Навпаки, якщо катіони солі зв’язують певну кількість іонів OH^–, то така сама кількість іонів H⁺ залишається вільною, обумовлюючи кисле середовище розчину (слабка основа + сильна кислота = сіль).

Na₂S = 2Na⁺ + S^2-; H₂O ⇄ H⁺ + OH^–

H⁺ + S^2- ⇄ HS^–; pH > 7

Fe(NO₃)₃ = Fe³⁺ + 3NO₃^–; H₂O ⇄ H⁺ + OH^–

Fe³⁺ + OH^– ⇄ FeOH²⁺; pH < 7

Реакції осадження

Електроліти (кислоти, основи, солі) мають різну розчинність в воді. При змішуванні розчинів двох добре розчинних електролітів можливе утворення малорозчинних речовин, що утворюють осади у розчині.

Реакції осадження – це іонні реакції, що протікають з утворенням малорозчинних речовин

Чим нижче розчинність речовини що утворюється, тим менше вільних іонів цієї речовини залишається в розчині, а отже, в більшій мірі реакція наближається до незворотної.

Приклад.

AgNO₃ + NaCl = NaNO₃ + AgCl↓

Ag⁺ + Cl^– = AgCl

Розчинність арґентум(I) хлориду становить 1e-5 моль/дм³. Отже, після змішування, наприклад 0,01 розчинів аргентум(I) нітрату і натрій хлориду, в кінцевому розчині залишкова концентрація іонів Ag⁺ і Cl^– надзвичайно низька, оскільки основна кількість цих іонів переходить в осад AgCl.

Арґентум(I) хлорид AgCl можна отримати використовуючи і інші добре розчинні реагенти:

2AgClO₄ + BaCl₂ = 2AgCl + Ba(ClO₄)₂

AgNO₃ + HCl = HNO₃ + AgCl

При виборі реагентів для проведення реакції осадження слід враховувати, що і другий продукт реакції може виявитися нерозчинним. Наприклад:

2AgF + CaCl₂ = 2AgCl↓ + CaF₂↓

Зауважте, для даної хімічної реакції повне іонне рівняння цієї реакції скороченню не піддається, тому що всі іони утворюють малорозчинні продукти

2Ag⁺ + 2F^– + Ca²⁺ + 2Cl^– = 2AgCl + CaF₂

В аналітичній хімії утворення осаду AgCl часто використовується для виявлення як катіонів аргентум(I), так і хлорид іонів. При аналізі розчину на присутність катіонів Ag⁺ до нього додають кілька крапель розведеного HCl або NaCl; якщо розчин перевіряють на присутність Cl^–, то до нього додають кілька крапель розведеного розчину AgNO₃.

Ще однією поширеною якісною реакцією в аналітичній хімії є утворення практично нерозчинного барій сульфату BaSO₄:

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

Цю реакцію можна використовувати як для якісного так і для кількісного визначення катіонів барію або сульфат-іонів в розчині.

Реагенти для реакцій осадження дуже зручно підбирати за допомогою даних наведених в Таблиця розчинності неорганічних речовин.

Позначення: Р – добре розчинний ( > 0,1 моль/дм3); М – малорозчинний (0,1 – 0,001 моль/дм3); Н – майже нерозчинний ( < 0,001 моль/дм3); ∞ – необмежено розчинний; “+” – повністю реагує з водою; * – осад з розчину не утворюється; “–” – речовина не існує; ? – дані розчинності відсутні.

Приклад. Як користуватися таблицею розчинності неорганічних речовин?

Потрібно отримати осад майже нерозчинного стронцій сульфату SrSO₄. Спочатку підбирають вихідну розчинну сіль стронцію, наприклад стронцій йодид SrI₂. Потім підбирають розчинний сульфат металу з урахуванням того, щоб його йодид був добре розчинний у воді; в якості такої солі обираємо калій сульфат K₂SO₄. Проводять реакцію, зливаючи розбавлені розчини обраних реагентів:

SrI₂ + K₂SO₄ = 2KI + SrSO₄↓

Sr²⁺ + SO₄^2- = SrSO₄

Замість K₂SO₄ можна взяти і інші сульфати, такі як Na₂SO₄ і MgSO₄, але не можна використовувати сульфати металів, які утворюють з йодом нерозчинні йодиди, наприклад, такі як Cr₂(SO₄)₃, тому що хром(ІІІ) йодид не розчиняється у воді і при проведенні реакції в осад випадуть обидва катіони:

3SrI₂ + Cr₂(SO₄)₃ = 3SrSO₄↓ + 2CrI₃↓

3Sr²⁺ + 6I^– + 2Cr³⁺ + 3SO₄^2- = 3SrSO₄ + 2CrI₃

Реакції осадження використовують в хімічному аналізі для якісного і кількісного визначення хімічних елементів.

---