2. Ионно-молекулярные уравнения реакций с участием электролитов.

При описании химических реакций в растворах или расплавах элект­ро­литов, часто применяются не молекулярные, а ионно-мо­ле­кулярные урав­­нения. Элект­ро­литами называются вещества, которые в растворах или расплавах проводят элект­ри­ческий ток. Причиной этого является самопро­из­­воль­ный процесс электроли­тичес­кой диссоциации электролитов, приводящий с существо­ва­нию таких со­единений в час­тично или полностью диссоцииро­ван­ном состоянии с образованию ионов¹⁶. Про­цесс электролитический диссоциации хи­мических соеди­не­ний является об­рати­мым, по­этому в уравнении диссоци­а­ции ставится знак обра­ти­мос­ти – двойная стрелка:

HF_aq  H⁺_aq + F^-_aq

Это означает, что в состоянии равновесия в зависимости от степени (эффек­тив­ности) процесса диссоциации химические соединения частично существуют в виде ионов и частично в виде молекул. Одним из основных факторов, опреде­ля­ю­щих степень дис­со­циации химических соединений является степень ион­нос­ти химической связи – чем выше ионность химической связи между струк­тур­ны­ми элементами вещества, тем лег­че образуются ионы.

По степени электролитической диссоциации различают силь­ные и слабые электро­ли­ты. Сильные электролиты в водных растворах и расплавах практичес­ки полностью дис­­социируют на ионы. Среди основных классов неорга­ни­чес­ких соединений к ним от­носятся большинство солей, оксокислоты р-элементов V-VII группы, а так­же d-элементов IV-VIII группы в высших степенях окис­ления; галогеноводородные кислоты (за исключением HF); основные гидроксиды ще­лоч­ных и щелочноземельных металлов. В связи с практически полной диссо­ци­а­цией сильные электролиты в в вод­ных растворах и расплавах существуют в ви­де ионов и их процесс диссоциации изо­бра­жают одной стрелкой:

NaCl_aq  Na⁺_aq + Cl^-_aq

Слабые электролиты в водных растворах и расплавах распадаются на ионы лишь частично и в основном существуют в виде молекул. К ним относятся поч­ти все орга­ни­ческие кислоты; оксокислоты р-элементов III-IV группы, а также р-элементов V-VII группы в низких степенях окисления элементов; халько­ге­но­во­дородные H₂Э, фто­ро­водородная и большинство других бескислородных кислот (HCN, HCNO, HN₃); все амфотерные гидроксиды; водный раствор ам­ми­ака NH₃H₂O и других водородных соединений азота (N₂H₄H₂O, NH₂OHH₂O).

C учетом процесса электролитической диссоциации в качестве участников хи­ми­чес­ких реакций, протекающих в растворах или расплавах, выступают либо ионы, ли­бо молекулярные формы химических соединений, которые и изобра­жа­ют в хими­чес­ких уравнениях – сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые – в виде молекул. Плохо растворимые и газообразные соеди­не­ния также записываются в мо­ле­ку­лярном виде. Такие химические уравнения на­зывают ионно-молекулярными. При сос­тав­ле­нии ионно-молекулярных урав­не­ний необходимо как закон сохранения мас­сы, так и сохранения зарядов – сум­ма зарядов в правой и левой части ионно-моле­ку­ляр­ного химического урав­нения остается постоянной. В качестве примера ионно-мо­ле­ку­ляр­ных уравне­ний рассмотрим реакцию нейтрализации при взаимодействии вод­ных раст­во­ров кислот и оснований. При нейтрализации сильных кислот сильными ос­но­вани­я­ми различные молекулярные уравнения:

НClO₄ + NaOH = NaClO₄ + H₂O

2HClO₄ + Ba(OH)₂ = Ba(ClO₄)₂ + 2H₂O

после записи их в ионно-молекулярном виде с учетом процесса электролити­чес­кой дис­социации:

H⁺ + СlO₄^- + Na⁺ + OH^- = Na⁺ + ClO₄^- + H₂O

2H⁺ + 2СlO₄^- + Ba²⁺ + 2OH^- = Ba²⁺ + 2ClO₄^- + 2H₂O

и сокращения подобных ионов в правой и левой части уравнения:

H⁺ + OH^- = H₂O

приводит к одному и тому же сокращенному ионно-молекулярному уравнению, по­ка­зы­вающему, что сущность этих рекций сводится к связыванию гидратиро­ван­ных ио­нов водорода и гидроксид-ионов в молекулы малодиссоцииро­ван­но­го электролита – воды. Аналогично разные молекулярные уравнения реакций:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO_4 + 2HCl

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = BaSO_4 + 2NaNO₃

после записи их в ионно-молекулярной форме характеризуются одним урав­не­нием:

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO_4,

показывающим протекание одного и того же химического процесса – связы­ва­ния гид­ра­тированных ионов Ba²⁺ и SO₄^2- в осадок малорастворимого сульфата бария. Еще один пример ионно-молекулярных реакций с образованием продук­тов в молеку­ляр­ной форме – реакции сопровождающиеся образованием газооб­раз­ных продуктов:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂ + H₂O

Отме­тим, что в ходе рассмотренных реакций не происходит изменения за­ря­дов ионов. Такие реакции принято называть ионообменными реакциями. Рас­смот­ренные при­ме­ры показывают, что ионобменные реакции протекают в сто­ро­ну наиболее пол­ного связывания ионов в результате образования молекул ма­ло­диссоциированных сое­ди­нений, малорастворимых или газообразных веществ.

В отличие от рассмотренных выше реакций, характеризующихся наличием ионов в исходных веществах и молекулярных форм в продуктах реакции и про­те­кающих в результате связывания ионов практически полностью, достаточно часто встре­чаются реакции, в которых слабые электролиты, плохорастворимые или газо­об­разные ве­щест­ва имеются как среди исходных соединений, так и про­дуктов реакции. На­при­мер, при нейтрализации слабой кислоты сильным ос­но­ванием:

HCN + KOH = KCN + H₂O

HCN + OH^- = CN^- + H₂O

в реакции участвуют два слабых электролита – слабая кислота HCN и вода. При этом в системе устанавливается равновесие:

HCN + OH^-  CN^- + H₂O,

смещенное в сторону более полного свя­зы­ва­ния ионов водорода. Поскольку во­да яв­ля­ется более слабым электролитом, то равно­ве­сие смещено в сторону пря­мой реак­ции. Аналогично при нейтрализации слабого основания сильной кис­ло­той:

NH₃OH + HCl = NH₄Cl + H₂O

устанавливается равновесие:

NH₃OH + H⁺  NH₄⁺ + H₂O,

также смещенное в сторону более полного связывания гидроксид-ионов в более сла­­бом электролите – воде.

Ионно-молекулярную форму записи химических уравнений часто исполь­зу­ют для отображения процессов комплексообразования и реакциий с участием ком­п­лексных со­единений. В соответствии с приемущественно ионным харак­те­ром химической свя­зи между внутренней и внешней сферой в водных раст­во­рах комплексные соединения практически нацело диссоциируют (первичная диc­социация) на внутрисферную и внешнесферную составляющую:

K[Ag(CN)₂]  K + [Ag(CN)₂]^-

Поскольку характер химической связи во внутренней сфере комплекса имеет ион­но-ковалентный характер, то дальнейшая диссоциация самой внутренней сфе­ры с об­ра­зо­ванием в растворе гидратированного центрального иона комп­лек­сообразователя и ли­гандов (вторичная диссоциация):

[Ag(CN)₂]^-  Ag⁺ + 2CN^-

протекает по типу слабых электролитов и равновесие смещено в сторону комп­лек­с­но­го иона. В результате этого в ионно-молекулярных уравнениях внутри­сфер­ные сос­тав­ляющие записываются в недиссоциированном состоянии.

Например, рассмотрим реакцию взаимодействия нитрата серебра с концент­ри­­ро­ван­ной соляной кислотой, характеризующуюся первоначальным образо­ва­ни­ем осадка хло­рида серебра:

AgNO₃ + HCl = AgCl_ + HNO₃

Ag⁺ + Cl^- = AgCl_

и последующим его частичным растворением в избытке концентрированной кислоты:

AgCl_ + НСl  H[AgCl₂]

AgCl_ + Cl^-  [AgCl₂]^-

Рассмотренные примеры различных ионообменных реакций показывают, что ис­поль­зование ион­но-молекулярной формы их записи позволяет отразить не толь­ко ре­аль­ные химические частицы, определяющие протекание химичес­кой реак­ции, но и показать обратимость процессов.

Упражнения:

88. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реак­ций меж­ду следующими соединениями в водных растворах:

1). Карбонат кальция и насыщенный водный раствор диоксида углерода.

2). Нитрата свинца(II) и сульфида натрия.

3). Хлорида аммония и гидроксида нария.

4). Хлорноватистой кислоты и гидроксида калия.

5). Гидроксида хрома(III) и гидроксида натрия.

6). Хлорида серебра и водного раствора аммиака.

7). Гипобромита натрия и серной кислоты.

8). Гидроксида алюминия и гидроксида натрия.

9). Бромида серебра и тиосульфата натрия.

10). Гидроксид меди(II) и цианид калия.