Главная » Частный дом » Условия протекания реакций обмена. Ионные реакции в растворе. Изучение нового материала

Условия протекания реакций обмена. Ионные реакции в растворе. Изучение нового материала

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями,а уравнения этих реакций - ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.

При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок)и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак ↓, стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов.Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

Условия необратимости реакций ионного обмена

1. Если образуется осадок (Ї) (смотри таблицу растворимости)

Pb(NO3)2 + 2KI ®--PbI2Ї + 2KNO3

Pb2+ + 2I- ® PbI2Ї

2. Если выделяется газ ()

Na2CO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + CO2

CO32- + 2H+ ® H2O + CO2

3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O)

Ca(OH)2 + 2HNO3 ®--Ca(NO3)2 + 2H2O

H+ + OH- ®--H2O

4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы)

CuSO4 * 5H2O + 4NH3 ® SO4 + 5H2O

Cu2+ + 4NH3 ® 2+

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы Амфотерность - способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.

Амфотерные гидроксиды – это нерастворимые в воде соединения типа Ме(ОН) n , которые взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей. Реагируя с растворами кислот, они проявляют основные свойства:

Zn(OH) 2 + 2HCl = 2H 2 O + ZnCl 2 ;

Zn(OH) 2 + 2H + + 2Cl - = 2H 2 O + Zn 2+ +2Cl - ;

Zn(OH) 2 + 2H + = 2H 2 O + Zn 2+ .

Реагируя с растворами щелочей, они проявляют кислотные свойства, при этом образуются гидроксокомплексные соединения:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ;

Zn(OH) 2 + 2Na + + 2OH - = 2- + 2Na + ;

Zn(OH) 2 + 2OH - = 2- .

Типы гидролиза солей. Сущность процесса гидролиза. Расчет степени и константы гидролиза солей разного состава (средних, кислых, основных). Факторы, влияющие на степень гидролиза солей, - усиливающие или подавляющие гидролиз.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).

Всегда ли ионы способны образовывать с водой малодиссоциирующие частицы? Разбирая этот вопрос с учениками, отмечаем, что катионы сильного основания и анионы сильной кислоты таких частиц образовать не могут, следовательно, в реакцию гидролиза не вступают.

Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможно три типа гидролиза:

1. гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);

2. гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);

3. совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион);

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h гидр );
α = (c гидр /c общ)·100 %
где c гидр - число молей гидролизованной соли, c общ - общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза .

Константа гидролиза

Константа гидролиза - константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:

или

Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных можно заменить одной новой - константой гидролиза:

Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды и константу диссоциации азотистой кислоты :

подставим в уравнение константы гидролиза равна:

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

, где - константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

, где - константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

Гетерогенные равновесия в растворах малорасторимых электролитов. Понятие о произведении растворимости (ПР) и растворимости (S) электролита; связь между ними. Зависимость растворимости от величины ПР. Понятие о произведении равновесных концентраций ионов (ПК). Насыщенный, ненасыщенный и пересыщенный растворы. Условия выпадения и растворения осадков.

ГЕТЕРОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ
При соприкосновении твердого вещества с растворителем вещество начинает растворяться и по установлении термодинамического равновесия образуется насыщенный раствор. В случае малорастворимого электролита в водном растворе, насыщенном относительно малорастворимого электролита, устанавливается равновесие:
МтАп„(тв.) ч=ь МтАп„(раств.) ч=ь тМ"+ + лАгГ".
Для системы, находящейся в состоянии равновесия, изменение энергии Гиббса AG равно нулю, т. е.
0(раств.) - G(TB.) = ДО = 0 И G (раств.) = G(TB.), G° (тв.)+/?Лпа(тв.) = тО°м«++ЯПп afr+ + лО°п„_-т-ЯЛпо?п„_.
Величина а(тв.) = 1;
G0 (тв.) = mGM,+ + nGAn,- = RT(\n ам*+ + ln aj„.-), гД G°/RT=\n ам.+ +1п аЯ„- , где z - общее обозначение стехиометрических коэффициентов.
Взаимосвязь термодинамической константы равновесия процесса с G" выражается уравнением ДО°=-ЯПп Ка-
Тогда для константы равновесия рассматриваемого процесса получим выражение:
К«=вм-+аАп- = ПРм.А„, (228) где ПРМл1дПя - произведение растворимости, т. е. произведение активностей ионов малорастворимого вещества MmAn„ в его насыщенном растворе.
Так как ам.+ = ум"+ [Мя+] и аАп- = уАп- [Апт~], то ПРм„Ап„=7м-+ 1 тУ\п«- .
Для соединений с растворимостью S меньше 10-5Af можно принять ам»+=[М"+] и aAn-=[Апт~] (так как ум.+ и уАп"~ близки к единице), тогда
ПРм„Ап„=[М"+Г[Ап"-]". (2.29)
В насыщенном растворе, находящемся над осадком, кроме иоиов малорастворимого электролита существуют его иеднс-социироваииые молекулы, в ряде случаев могут образовываться иоииые комплексы различного состава и т. д. Поэтому для описания растворимости осадков в реальных условиях целесообразно использовать условное произведение растворимости ПР)5цАп11, которое представляет собой произведение суммарных равновесных концентраций всех форм катиона и аниона осадка в его насыщенном растворе:
прУм:Ап„=См-САп.-." (2.30)
В зависимости от значения коистаит конкурирующих равновесных реакций (гидролиза, протонирования, комплексообразования и др.) и устойчивости образуемых ими соединений, равновесная концентрация форм катиона [М"+] и аииоиа [Апш~] всегда меньше их общей равновесной концентрации См«+ и САп-.
Вводя величины <хм.+ = СМ«+/ [М"+] и ОСА„- = САП.-/ / в уравнение (2.30), получим зависимость между ПР и ПРусл:
ПРЙ1Ап. = ПРм.Ап.«> + вАп-. (2.31)
где а^«+ и аАпт- - коэффициенты конкурирующих (побочных) реакций.
Если произведение концентраций иоиов реагирующих веществ, находящихся в растворе, меньше произведения растворимости малорастворимого электролита - продукта их реакции (m" > ПРМтАпя раствор пересыщен, происходит выпадение осадка.
Зиая произведение растворимости малорастворимого электролита, можно рассчитать его растворимость в воде

Произведение растворимости (ПР, K sp) - произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости - величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO 3 это равновесие можно записать в виде:

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

Растворимость - способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы - растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ - практически только от температуры.

Произведение растворимости связано с растворимостью следующим соотношением:

Насыщенный раствор-раствор, в котором вещество при данной температуре уже не может растворятся, т.е. раствор имеет максимально возможную концентрацию вещества, характеризуется величиной произведение растворимости.

Ненасыщенный раствор-раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем а насыщенном, т.е. можно дополнительно еще растворить вещество.

Перенасыщенный раствор- раствор, содержащий больше растворенного вещества, чем должно быть в насыщенном растворе при данной температуре.

Условие выпадения осадка только одно: произведение концентраций соответствующих ионов в степенях стехиометрических коэффициентов больше, чем произведение растворимости соли при данной температуре.

Классификация и номенклатура комплексных соединений. Понятия о центральном атоме (ион-комплексообразователь), лигандах, координационном числе, геометрии комплексной частицы. Диссоциация комплексных соединений в водных растворах по двум ступеням. Константы нестойкости комплексных соединений. Образование и разрушение комплексных соединений.

Существует несколько классификаций комплексных соединений в основу которых положены различные принципы.

По заряду комплекса

1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H 2 O, NH 3 и др.).

[(Zn(NH 3) 4)]Cl 2 - хлорид тетраамминцинка(II)
Cl 2 - хлорид гексаамминкобальта(II)

2) Анионные комплексы : в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы.

K 2 - тетрафторобериллат(II) калия
Li - тетрагидридоалюминат(III) лития
K 3 - гексацианоферрат(III) калия

3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона - комплексообразователя отрицательных ионов и молекул.

Тетракарбонилникель
- дихлородиамминплатина(II)

Электролиты - вещ-ва, водные растворы и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся почти все соли, кислоты, основания - вещ-ва с ионной или сильно полярной ковалентной связью. В растворах электролитов могут протекать реакции обмена. Это реакции, вызванные взаимодействием между ионами растворенных вещ-в. протекают с высокими скоростями, т. к. реагенты находятся в антивирусном состоянии. Обязательным условием протекания реакции ионного обмена является смещение химического равновесия в сторону образования малорастворимых веществ (осадков), газов, слабых электролитов. При составлении ионно-молекулярных уравнений сильные эл-ты зап-ся в виде ионов, слабые - осадки, газы - в виде молекул. Для составления этих уравнений надо знать какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы.

Ионное произведение воды Водородный показатель рН-среды

Чистая вода очень плохо проводит эл ток, т. е. вода - слабый электролит, незначительно дис-ет на ионы. Кд=Н+ОН-/Н2О=1, 8*10-16 (при 22 градусах). Кд воды очень мала, т. к. доля молекул, участвующих в дис-ии очень маленькая, поэтому конц-я недис-их молекул воды практически равна молярной концентрации молекул в жидкой воде (1000/18=55, 5 моль/л). Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная Эта постоянная величина называется ионным произведением водыЧисленное значение её нетрудно получить подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов В чистой воде при 220С Н+*ОН-=Кд*C=1. 8*10-16*55. 5=10-14 КU=10-14 - ионное произведение воды. Растворы в которых концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов одинаковы называются нейтральными (10-7моль/л). В кислых растворах больше концентрация ионов водорода в щелочных - концентрация гидроксид -ионовНо какова бы ни была реакция раствора произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов остаётся постоянным пользоваться значениями концентрации с отриц степенями неудобно, поэтому на практике для хар-ки среды применяют водородный показатель рН. Вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм взятый с обратным знаком рН= -lgН+ В нейтральном растворе рН=7 В кислых растворах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах рН>7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора. Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода рН метр или универсальный индикатор. Лакмус: фиолет, красный, синий; метилорандж: оранж, красный, желтый; ф/ф: бесцветный, бесцветный, малыновый.

Необходимым условием протекания обменных реакций в растворах электролитов является удаление из раствора тех или иных ионов вследствие образования малодиссоциирующих (слабые электролиты и комплексные ионы) или малорастворимых веществ (осадки и газы) .

Реакции обмена в растворах электролитов записывают в виде трех уравнений: молекулярного, полного ионно-молекулярного и сокращенного ионно-молекулярного. Для составления этих уравнений необходимо знать характер электролитической диссоциации участников реакции.

Малодиссоциирующие и малорастворимые вещества в ионно-молекулярных уравнениях записываются в молекулярном виде. Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав только продуктов реакции, протекают, как правило, необратимо, т.е. до конца.

Примеры реакций, протекающих практически необратимо:

с образованием малодиссоциирующих соединений:

а) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - молекулярное уравнение,

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - полное ионно-молекулярное уравнение,

H + + OH - = H 2 O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

б) NaF + HCl = NaCl + HF,

F - + H + = HF - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

в) NH 4 Cl + NaOH = NH 3 · H 2 O + NaCl,

NH 4 + + OH - = NH 3 ·H 2 O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

Таким образом, сильные кислоты (основания) вытесняют слабые кислоты (основания) из растворов их солей.

с образованием малорастворимых веществ:

а) NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl¯

Cl - + Ag + = AgCl¯ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав как продуктов, так и исходных веществ, протекают, как правило, не до конца, т.е. являются обратимыми. Равновесие обратимого процесса в этих случаях смещено в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых частиц . Примеры обратимых реакций, равновесие которых смещено вправо:

HF + NaOH « NaF + H 2 O,

HF + OH - « F - + H 2 O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Вода более слабый электролит, чем HF: K д (H 2 O) = 1,8·10 -16 ; K д (HF) = 6,6·10 -4 , поэтому равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования H 2 O.

NH 3 ·H 2 O + HCl « NH 4 Cl + H 2 O,

NH 3 ·H 2 O + H + « NH 4 + + H 2 O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

K д (NH 3 ·H 2 O) = 1,78·10 -5 ; K д (H 2 O) = 1,8·10 -16

HF + NH 3 ·H 2 O « NH 4 F + H 2 O,

HF + NH 3 ·H 2 O « NH 4 + + F - + H 2 O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот слабыми основаниями не доходят до конца (т.е. точка эквивалентности находится, соответственно, в основной или кислой области значений рН).

AgCl¯ + NaI « NaCl + AgI¯ ,

AgCl¯ + I - « Cl - + AgI¯ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

ПР(AgCl) = 1,78· 10 -10 ПР(AgI) = 8,3· 10 -17

ПР(AgI) меньше ПР(AgCl), равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования AgI.

MnS¯ + 2HCl « H 2 S + MnCl 2 ,

MnS¯ + 2H + « H 2 S + Mn 2+ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Be(OH) 2 ¯ + 2KOH « K 2 ,

Be(OH) 2 ¯ + 2OH - « 2- - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Обменную реакцию между водой и соединением называют гидролизом. Гидролизом соли называют реакцию поляризационного взаимодействия ионов соли с молекулами воды, сопровождающуюся образованием малодиссоциирующщих веществ и изменением рН среды .

K y+ + HOH « KOH (y-1) + H +

A x- + HOH « HA (x-1) + OH -

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц KOH (y-1) и HA (x-1) . Чем больше заряд и меньше радиус ионов соли, тем сильнее их поляризационное взаимодействие с водой, слабее диссоциация образующихся частиц KOH (y-1) и HA (x-1) и тем в большей степени происходит гидролиз .

Поляризующее влияние на молекулы воды невелико у катионов s-элементов (исключение составляют Be 2+ и Mg 2+), у анионов сильных кислот, например, Cl - , Br - , I - , NO 3 - , SO 4 2- , т.е. соли, образованные анионом сильной кислоты и катионом сильного основания, гидролизу не подвергаются (рН = 7) .

Возможны следующие случаи гидролиза солей: гидролиз по аниону, по катиону, по катиону и аниону одновременно.

Гидролиз по катиону . Ему подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (ZnSO 4 , FeCl 2 , Co(NO 3) 2 и др.). При гидролизе создается кислая среда (рН < 7). Характер продуктов гидролиза зависит от природы катиона.

Например:

катион однозарядный .

NH 4 Cl ® NH 4 + + Cl -

NH 4 + + HOH « NH 3· H 2 O + H +

NH 4 Cl + H 2 O « NH 3· H 2 O + HCl.

Продуктами гидролиза в данном случае являются слабое основание и сильная кислота . Процесс обратим, равновесие гидролиза сильно смещено влево (K(H 2 O) << K(NH 3· H 2 O)).

катион многозарядный . Гидролиз многозарядного катиона протекает ступенчато , в связи со ступенчатой диссоциацией многокислотных оснований. Например:

CuCl 2 ® Cu 2+ + Cl -

Cu 2+ + HOH « CuOH + + H + (1 ступень)

CuOH + + HOH « Cu(OH) 2 + H + (2 ступень)

Молекулярные уравнения, соответственно, имеют вид:

CuCl 2 + H 2 O « CuOHCl + HCl (1 ступень)

CuOHCl + H 2 O « Cu(OH) 2 + HCl (2 ступень)

Вследствие накопления в смеси ионов H гидролиз (при обычных условиях) протекает, главным образом, по первой ступени . Следовательно, продуктами гидролиза будут основная соль и сильная кислота .

Гидролиз по аниону . Он характерен для солей, образованных катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (NaF, K 2 S, K 3 PO 4 , CH 3 COONa и др.). При гидролизе создается основная среда (рН > 7) Вид продуктов гидролиза зависит от величины заряда и природы аниона. Например:

анион однозарядный .

KCN ® K + + CN -

CN - + HOH « HCN + OH -

Молекулярное уравнение гидролиза:

KCN + H 2 O « HCN + KOH

Продуктами гидролиза в данном случае являются слабая кислота и сильное основание .

анион многозарядный .

K 2 CO 3 ® 2K + + CO 3 2- ,

CO 3 2- + HOH « HCO 3 - + OH -

Молекулярное уравнение 1 ступени гидролиза:

K 2 CO 3 + H 2 O « KHCO 3 + KOH

В связи с накоплением в реакционной системе ионов OH гидролизом по второй ступени можно пренебречь. Продуктами гидролиза в этом случае будут кислая соль и сильное основание .

Гидролиз по катиону и аниону . Этот случай имеет место для солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты . Причем, чаще всего независимо от величины заряда катиона и аниона, продуктами гидролиза являются слабое основание и слабая кислота . Характер среды определяется соотношением величины констант диссоциации образующихся кислот и оснований, т.е. их силой. Например:

NH 4 CN ® NH 4 + + CN -

NH 4 + + HOH « NH 3 · H 2 O + H +

CN - + HOH « HCN + OH -

NH 4 + + CN - + 2H 2 O « NH 3 · H 2 O + HCN + H + + OH -

Молекулярное уравнение гидролиза:

NH 4 CN + 2H 2 O « NH 3 · H 2 O + HCN

Гидролиз в данном случае протекает довольно интенсивно. Образующиеся при гидролизе ионы H + и OH - связываются в молекулы H 2 O, что усиливает гидролиз и по катиону и по аниону. Реакция среды в данном случае слабоосновная (рН несколько больше 7) (K(NH 3 · H 2 O) >K(HCN)).

Если кислота и основание, образующие соль, не только являются слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных продуктов, гидролиз таких солей в ряде случаев протекает практически необратимо . По этой причине сульфиды и карбонаты алюминия, хрома и др. нельзя получить в водном растворе:

2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ¯ + 3CO 2 + 6NaCl

2CrCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S + 6NaCl

Ионно-молекулярные уравнения гидролиза, соответственно:

2Al 3+ + 3CO 3 2- + 3HOH = 2Al(OH) 3 ¯ + 3CO 2

2Cr 3+ + 3S 2- + 6HOH = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S

ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ , гетерог. системы из двух или большего числа фаз с сильно развитой пов-стъю раздела между ними. Обычно одна из фаз образует непрерывную дисперсионную среду, в объеме к-рой распределена дисперсная фаза (или неск. дисперсных фаз) в виде мелких кристаллов, твердых аморфных частиц, капель или пузырьков. Д. с. могут иметь и более сложное строение, напр., представлять собой двухфазное образование, каждая из фаз к-рого, будучи непрерывной, проникает в объем др. фазы. К таким системам относятся твердые тела, пронизанные разветвленной системой каналов-пор, заполненных газом или жидкостью, нек-рые микрогетерогенные полимерные композиции и др. Нередки случаи, когда дисперсионная среда "вырождается" до тончайших слоев (пленок), разделяющих частицы дисперсной фазы.
Основные типы дисперсных систем. По дисперсности, т. е. размеру частиц дисперсной фазы или отношению общей площади межфазной пов-сти к объему (или массе) дисперсной фазы (уд. поверхности), Д. с. условно делят на грубодисперсные и тонко(высоко)дисперсные. Последние, по традиции, наз. коллоидно-дисперсными или просто коллоидными системами. В грубодисперсных системах частицы имеют размеры от 1 мкм и выше (уд. пов-сть не более 1 м 2 /г), в коллоидных - от 1 нм до 1 мкм (уд. пов-сть достигает сотен м 2 /г). Дисперсность оценивают по усредненному показателю (среднему размеру частиц, уд. пов-сти) или дисперсному составу (см. Дисперсионный анализ ).Тонкопористые тела характеризуют пористостью -понятием, аналогичным дисперсности. В свободнодисперсных системах сцепление между частицами дисперсной фазы отсутствует, каждая частица кинетически независима и при достаточно малых размерах участвует в интенсивном броуновском движении. Для структурированных (связнодисперсных) систем характерно наличие неупорядоченной пространств. сетки (каркаса), образованной частицами дисперсной фазы (см. Структурообразование в дисперсных системах). Особую группу составляют высококонцентрированные Д. с., в к-рых частицы находятся в "стесненных" условиях как, напр., в периодич. коллоидных структурах. Мех. св-ва свободнодисперсных систем определяются гл. обр. св-вами дисперсионной среды, а связнодисперсных систем - также св-вами и числом контактов между частицами дисперсной фазы (см. Реология ). По агрегатному состоянию дисперсионной среды и дисперсной фазы выделяют след. осн. виды Д. с.: 1) аэродисперсные (газодисперсные) системы с газовой дисперсионной средой: аэрозоли (дымы, пыли, туманы), порошки, волокнистые материалы типа войлока. 2) Системы с жидкой дисперсионной средой; дисперсная фаза м. б. твердой (грубодисперсные суспензии и пасты, высокодисперсные золи и гели ),жидкой (грубодисперсные эмульсии, высокодисперсные микроэмульсии и латексы) или газовой (грубодисперсные газовые эмульсии и пены ). 3) Системы с твердой дисперсионной средой: стеклообразные или кристаллич. тела с включениями мелких твердых частиц, капель жидкости или пузырьков газа, напр., рубиновые стекла, минералы типа опала, разнообразные микропористые материалы. Отдельные группы Д. с. составляют мн. металлич. сплавы, горные породы, сложные композиционные и др. многофазные системы. Лиофильные и лиофобные Д. с. с жидкой дисперсионной средой различаются в зависимости от того, насколько близки или различны по своим св-вам дисперсная фаза и дисперсионная среда (см. Лиофильность и лиофобность ).В лиофильных Д. с. межмолекулярные взаимод. по обе стороны разделяющей фазы пов-сти различаются незначительно, поэтому уд. своб. поверхностная энергия (для жидкости - поверхностное натяжение) чрезвычайно мала (обычно сотые доли мДж/м 2), межфазная граница (поверхностный слой) м. б. размыта и по толщине нередко соизмерима с размером частиц дисперсной фазы. Лиофильные Д. с. термодинамически равновесны, они всегда высокодисперсны, образуются самопроизвольно и при сохранении условий их возникновения могут существовать сколь угодно долго. Типичные лиофильные Д. с. - микроэмульсии, нек-рые полимер-полимерные смеси, мицеллярные системы ПАВ, Д. с. с жидкокристаллич. дисперсными фазами. К лиофильным Д. с. часто относят также набухающие и самопроизвольно диспергирующиеся в водной среде минералы группы монтмориллонита, напр., бентонитовые глины. Следует отметить, что в прошлом "лиофильными коллоидами" наз. р-ры полимеров, т. е. принципиально гомог. системы. Однако в совр. терминологии понятие "коллоид" относится только к микрогетерогенным системам; по отношению к гомогенным (однофазным) системам его не употребляют. В лиофобных Д. с. межмолекулярное взаимод. в дисперсионной среде и в дисперсной фазе существенно различно; уд. своб. поверхностная энергия (поверхностное натяжение) велика - от неск. единиц до неск. сотен (и тысяч) мДж/м 2 ; граница фаз выражена достаточно четко. Лиофобные Д. с. термодинамически неравновесны; большой избыток своб. поверхностной энергии обусловливает протекание в них процессов перехода в более энергетически выгодное состояние. В изотермич. условиях возможна коагуляция - сближение и объединение частиц, сохраняющих первоначальные форму и размеры, в плотные агрегаты, а также укрупнение первичных частиц вследствие коалесценции - слияния капель или пузырьков газа, собирательной рекристаллизации (в случае кристаллич. дисперсной фазы) или изотермич. перегонки (мол. переноса) в-ва дисперсной фазы от мелких частиц к крупным (в случае Д. с. с жидкой дисперсионной средой - последний процесс наз. переконденсацией). Нестабилизованные и, следовательно, неустойчивые лиофобные Д. с. непрерывно изменяют свой дисперсный состав в сторону укрупнения частиц вплоть до полного расслоения на макрофазы. Однако стабилизованные лиофобные Д. с. могут сохранять дисперсность в течение длит. времени.
Образование дисперсных систем. Возможно двумя путями: диспергационным и конденсационным. Диспергирование макрофаз с образованием лиофильных Д. с. происходит самопроизвольно - для этого достаточно энергии теплового движения. Такой процесс осуществляется при значениях поверхностного натяжения s ниже нек-рого критич. значения s кр = bkТ/d 2 , где d - размер частиц дисперсной фазы, Т - абс. т-ра, k - постоянная Больцмана, b - безразмерный коэф., принимающий значения примерно 10-30. Образование лиофобных Д. с. путем диспергирования стабильной макрофазы требует значительных энергетич. затрат, определяемых суммарной площадью пов-сти частиц дисперсной фазы. В реальных условиях на образование пов-сти при измельчении твердых тел или при распылении и эмульгировании жидкостей приходится лишь небольшая часть (доли процента) подводимой к системе энергии; остальное расходуется на побочные процессы и рассеивается в окружающем пространстве (см. Диспергирование ). Конденсационный путь образования Д. с. связан с зарождением новой фазы (или новых фаз) в пересыщенной метастабильной исходной фазе - будущей дисперсионной среде. Для возникновения высокодисперсной системы необходимо, чтобы число зародышей новой фазы было достаточно большим, а скорость их роста не слишком велика. Кроме того, требуется наличие факторов, ограничивающих возможности чрезмерного разрастания и сцепления частиц дисперсной фазы. Переход первоначально стабильной гомог. системы в метастабилъное состояние может произойти в результате изменения термодинамич. параметров состояния (давления, т-ры, состава). Так образуются, напр., природные и искусственные аэрозоли (туман - из переохлажденных водяных паров, дымы - из парогазовых смесей, выделяемых при неполном сгорании топлива), нек-рые полимерные системы - из р-ров при ухудшении "термодинамич. качества" р-рителя, органозоли металлов путем конденсации паров металла совместно с парами орг. жидкости или при пропускании первых через слой орг. жидкости, коллоидно-дисперсные поликристаллич. тела (металлич. сплавы, нек-рые виды горных пород и искусств. неорг. материалов). Возможно также образование Д. с. в результате хим. р-ции в гомог. среде, если продукт р-ции при данных условиях находится в агрегатном состоянии, отличном от "материнской" фазы, или практически не растворяется в ней. Примерами подобных систем могут служить аэрозоли с твердыми частицами NH 4 Cl (образуются при взаимод. газообразных NH 3 и НСl), аэрозоли с капелъно-жидкими частицами H 2 SO 4 (при взаимод. SO 3 и водяного пара). В природе и технол. процессах часто образуются гидрозоли разного состава при гидролизе солей и др. соед., неустойчивых к действию воды. Окислит.-восстановит. р-ции используют для получения золей Аu и Ag, разложение Na 2 S 2 O 3 разб. серной или соляной к-той - для получения гидрозоля элементарной серы. Хим. или термохим. разложения карбонатов, орг. порофоров (порообразователей, вспенивающих агентов) и др. соед. с выделением газообразных в-в в первоначально жидких средах лежит в основе пром. произ-ва мн. пеноматериалов.
Устойчивость дисперсных систем характеризуется постоянством дисперсности (распределения частиц по размерам) и концентрации дисперсной фазы (числом частиц в единице объема). Наиб. сложна в теоретич. аспекте и важна в практич. отношении проблема устойчивости аэрозолей и жидких лиофобных Д. с. Различают седиментационную устойчивость и устойчивость к коагуляции (агрегативную устойчивость). Седиментационно устойчивы коллоидные системы с газовой и жидкой дисперсионной средой, в к-рых броуновское движение частиц препятствует оседанию; грубодисперсные системы с одинаковой плотностью составляющих их фаз; системы, скоростью седиментации в к-рых можно пренебречь из-за высокой вязкости среды. В агрегативно устойчивых Д. с. непосредств. контакты между частицами не возникают, частицы сохраняют свою индивидуальность. При нарушении агрегативной устойчивости Д. с. частицы, сближаясь в процессе броуновского движения, соединяются необратимо или скорость агрегации становится значительно больше скорости дезагрегации. Между твердыми частицами возникают непосредственные точечные ("атомные") контакты, к-рые затем могут превратиться в фазовые (когезионные) контакты, а соприкосновение капель и пузырьков сопровождается их коалесценцией и быстрым сокращением суммарной площади межфазной пов-сти. Для таких систем потеря агрегативной устойчивости означает также потерю седимeнтационной устойчивости. В агрегативно устойчивых системах дисперсный состав может изменяться вследствие изотермич. перегонки - мол. переноса в-ва дисперсной фазы от мелких частиц к более крупным. Этот процесс обусловлен зависимостью давления насыщенного пара (или концентрации насыщенного р-ра) от кривизны пов-сти раздела фаз (см. Капиллярные явления ). Агрегативная устойчивость и длительное существование лиофобных Д. с. с сохранением их св-в обеспечивается стабилизацией. Для высокодисперсных систем с жидкой дисперсионной средой используют введение в-в - стабилизаторов (электролитов, ПАВ, полимеров). В теории устойчивости Дерягина-Ландау-Фервея-Овербека (теории ДЛФО) осн. роль отводится ионно-электростатич. фактору стабилизации. Стабилизация обеспечивается электростатич. отталкиванием диффузных частей двойного электрич. слоя, к-рый образуется при адсорбции ионов электролита на пов-сти частиц. При нек-ром расстоянии между частицами отталкивание диффузных слоев обусловливает наличие минимума на потенц. кривой (дальний, или вторичный, минимум; см. рис.). Хотя этот минимум относительно неглубок, он может препятствовать дальнейшему сближению частиц, притягиваемых силами межмолекулярного взаимодействия. Ближний, или первичный, минимум соответствует прочному сцеплению частиц, при к-ром энергии теплового движения недостаточно для их разъединения. Сближаясь на расстояние, отвечающее этому минимуму, частицы объединяются в агрегаты, образование к-рых ведет к потере системой агрегативной устойчивости. При этом устойчивость системы к коагуляции определяется высотой энергетич. барьера.

Зависимость энергии взаимодействия Е между частицами от расстояния R: 1и 2 - ближний и дальний минимумы соответственно.

При введении в Д. с. в качестве стабилизатора ПАВ фактором стабилизации м. б. "термодинамич. упругость" пленок среды, разделяющей частицы. Стабилизация обеспечивается тем, что при сближении частиц, напр., капель или газовых пузырей, происходит растяжение и утоньшение разделяющей их прослойки, содержащей ПАВ, и, как следствие, нарушение адсорбц. равновесия. Восстановление этого равновесия и приводит к повышению устойчивости прослойки среды, разделяющей частицы. Гидродинамич. сопротивление вытеснению жидкой дисперсионной среды из прослойки между сближающимися частицами - один из кинетич. факторов стабилизации Д. с. Он особенно эффективен в системах с высоковязкой дисперсионной средой, а при застекловывании последней делает систему неограниченно устойчивой к агрегации частиц и коалесценции. Структурно-мех. фактор стабилизации, по П. А. Ребиндеру, возникает при образовании на межфазной границе полимолекулярных защитных слоев из мицеллообразующих ПАВ, высокомолекулярных соед., а иногда и тонких сплошных или дискретных фазовых пленок. Межфазный защитный слой должен обладать способностью сопротивляться деформациям и разрушению, достаточной подвижностью для "залечивания" возникших в нем дефектов и, что особенно важно, быть лиофилизованным с внеш. стороны, обращенной в сторону дисперсионной среды. Если защитный слой недостаточно лиофилен, он, предохраняя частицы от коалесценции, не сможет предотвратить коагуляции. Структурно-мех. барьер является, по существу, комплексным фактором стабилизации, к-рый включает термодинамич., кинетич. и структурные составляющие. Он универсален и способен обеспечить высокую агрегативную устойчивость любых Д.с. с жидкой дисперсионной средой, в т. ч. высококонцентрированных, наиб. важных в практич. отношении. Осн. св-ва Д. с. определяются поверхностными явлениями: адсорбцией, образованием двойного электрического слоя и обусловленных им электрокинетических явлений, контактными взаимодействиями частиц дисперсной фазы. Размер частиц определяет оптич. (светорассеяние и др.) и молекулярно-кинетич. св-ва (диффузия, термофорез, осмос и др.). Д. с. повсеместно распространены в природе. Это - горные породы, грунты, почвы, атм. и гидросферные осадки, растит. и животные ткани. Д. с. широко используют в технол. процессах; в виде Д. с. выпускается большинство пром. продуктов и предметов бытового потребления. Высокодисперсные техн. материалы (наполненные пластики, дисперсноупрочненные композиц. материалы) отличаются чрезвычайно большой прочностью. На высокоразвитых пов-стях интенсивно протекают гетерог. и гетерог.-каталитич. хим. процессы. Учение о Д. с. и поверхностных явлениях в них составляет сущность коллоидной химии. Самостоят. раздел коллоидной химии - физико-химическая механика - изучаeтзакономерности структурообразования и мех. св-ва структурированных Д. с. и материалов в их связи с физ.-хим. явлениями на межфазных границах.
===
Исп. литература для статьи «ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ» : Ребиндер П. А., Поверхностные явления в дисперсных системах. Коллоидная химия, Избр. труды, М., 1978; Дерягин Б. В., "Успехи химии", 1979, т. 48, в. 4, с. 675-721; Урьев Н. Б., Высококонцентрированные дисперсные системы, М., 1980; Коагуляционные контакты в дисперсных системах, М., 1982; Капиллярная химия, под ред. К. Тамару, пер. с япон., М., 1983; Щукин Е. Д., Перцов А. В., Амелина Е. А., Коллоидная химия, М., 1982; См. также лит. при статьях Коллоидная химия. Поверхностные явления. Физико-химическая механика. Л. А. Шиц. Е. Д. Щукин.

Страница «ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ» подготовлена по материалам химической энциклопедии.

Реакции ионного обмена, условия их протекания до конца (на примере двух реакций). Отличие реакций ионного обмена от реакций окислительно-восстановительных.

Билет № 10

Реакции обмена в растворах электролитов получили название реакций ионного обмена. Эти реакции протекают до конца в 3-х случаях:

1. Если в результате реакции выпадает осадок (образуется нерастворимое или малорастворимое вещество, что можно определить по таблице растворимости):
CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

2. Если выделяется газ (образуется часто при разложении слабых кислот):

3. Если образуется малодиссоциирующее вещество. Например, вода, уксусная кислота:
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

Это связано со смещением химического равновесия вправо, что вызвано удалением одного из продуктов из зоны реакции.

Реакции ионного обмена не сопровождаются переходом электронов и изменением степени окисления элементов в отличие от окислительно-восстановительных реакций.

Если попросят написать уравнение в ионном виде, можно проверять правильность написания ионов по таблице растворимости. Не забывайте менять индексы на коэффициенты. Нерастворимые вещества, выделяющиеся газы, воду (и другие оксиды) на ионы не раскладываем.

Cu 2+ + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl - = BaSO 4 ↓ + Cu 2+ + 2Cl -
Вычеркиваем не изменившиеся ионы:

SO 4 2- + Ba 2+ = BaSO 4 ↓

2. Задача. Вычисление массовой доли (%) химического элемента в веществе, формула которого приведена.

Формулу для вычисления массовой доли в общем виде можно записать так:

ω = масса компонента / масса целого,

где ω – массовая доля

Для расчета массовой доли элемента в сложном веществе формула будет иметь следующий вид:

ω = Ar n / Mr ,

где Ar – относительная атомная масса,
n – число атомов в молекуле,

Mr – относительная молекулярная масса (численно равна M – молярной массе)

Пример:

Рассчитайте массовую долю элементов в оксиде серы (VI) SO 3 .

Решение :

Mr (SO 3) = 32 + 16 3 = 80

ω (S) = 32: 80 = 0,4 = 40%

ω (O) = 16 3: 80 = 0,6 = 60%

проверка: 40% + 60% = 100%

Ответ: 40%; 60%.

1. Кислоты в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства кислот: взаимодействие c металлами, основными оксидами, основаниями, солями (на примере хлороводородной кислоты).

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

HCl → H + + Cl -

Более строгая формулировка: отщепляющие в качестве катионов (положительных ионов) только ионы водорода.

Под ионом водорода подразумевают гидратированный протон (т.е. протон, присоединивший воду). Если хотят показать состав иона водорода, его обычно изображают H 3 O +

1. Кислоты окрашивают растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет

2. Взаимодействуют с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода, например, с цинком, с образованием соли (хлорида цинка) и газообразного водорода:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
(при проведении реакции с оксидом меди (II), пробирку желательно слегка подогреть) получается хлорид меди(II)

4. Взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

5. Вытесняют слабые кислоты из растворов их солей, например, карбоната натрия:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

6. Реакция с солями может протекать с образованием осадка:
AgNO 3 + HCl = HNO 3 + AgCl↓

Электролиты – это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью.

Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода :

1. Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

2. Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).

Например, можно рассмотреть две реакции:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 , (1)

2Al + 2KOH + 6H 2 O = 2K + 3H 2 . (2)

В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом:

2Al + 2Na + + 2OH - + 6 H 2 O = 2Na + + 2 - + 3H 2 , (3)

2Al + 2K + + 2OH - + 6 H 2 O = 2K + + 2 - + 3H 2 , (4)

В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:

2Al + 2OH - + 6H 2 O = 2 - + 3H 2 . (5)

Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы.

Так, при помощи ионов серебра Ag + можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария Ba 2+ можно обнаружить ионы SO 2- и наоборот.

С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.

Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.

Реакции обмена в растворах электролитов записывают в виде трех уравнений: молекулярного, полного ионно-молекулярного и сокращенного ионно-молекулярного.

Для составления этих уравнений необходимо знать характер электролитической диссоциации участников реакции.

Примеры реакций, протекающих практически необратимо:

1. с образованием малодиссоциирующих соединений:

а) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - молекулярное уравнение,

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - полное ионно-молекулярное уравнение,

H + + OH - = H 2 O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

Таким образом, сильные кислоты (основания) вытесняют слабые кислоты (основания) из растворов их солей.

1. с образованием малорастворимых веществ:

а) NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl¯- молекулярное уравнение.

Cl - + Ag + = AgCl¯ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Примеры обратимых реакций, равновесие которых смещено вправо:

1. HF + NaOH « NaF + H 2 O,