Реакции ионного обмена

Полные и сокращённые ионные уравнения, условия протекания реакций обмена до конца

Реакции обмена между электролитами

Большинство реакций, протекающих в водных растворах между солями, кислотами и основаниями, — это реакции ионного обмена. В них два электролита обмениваются составными частями: катион одного соединяется с анионом другого, и наоборот, при этом степени окисления атомов не меняются (в отличие от окислительно-восстановительных реакций). Поскольку электролиты в растворе существуют не в виде молекул, а в виде ионов, для точного описания сути такой реакции недостаточно молекулярного уравнения — нужно уметь записывать её на языке ионов.

Сильные и слабые электролиты

Чтобы правильно составить ионное уравнение, нужно чётко представлять, какие вещества в растворе практически полностью распадаются на ионы (сильные электролиты: растворимые соли, сильные кислоты HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, сильные основания — щёлочи), а какие остаются преимущественно в виде молекул (слабые электролиты: вода, слабые кислоты типа H₂CO₃, CH₃COOH, H₂S, H₂SiO₃, слабые основания типа NH₃·H₂O, а также нерастворимые вещества). Только сильные растворимые электролиты записываются в ионном уравнении в виде отдельных ионов; слабые электролиты, газы и осадки записываются в виде целых формул.

Как составить полное и сокращённое ионное уравнение

Работу над ионным уравнением ведут в три этапа. Сначала записывают обычное молекулярное уравнение реакции и уравнивают коэффициенты. Затем все сильные растворимые электролиты (растворимые соли, сильные кислоты и щёлочи) переписывают в виде ионов, а нерастворимые, газообразные и малодиссоциирующие вещества оставляют в молекулярной форме — получают полное ионное уравнение. Наконец, из обеих частей полного ионного уравнения вычёркивают одинаковые ионы, не участвующие в реакции по существу (ионы-наблюдатели), — остаётся сокращённое ионное уравнение, которое и отражает истинную суть протекающего процесса.

Условие протекания реакции обмена до конца

Реакция ионного обмена практически необратимо идёт до конца только в том случае, если в результате образуется хотя бы одно из следующего: нерастворимое вещество (осадок), летучее вещество (газ) или малодиссоциирующее вещество (чаще всего вода, реже — слабая кислота или слабое основание). Это правило часто называют правилом Бертолле. Если же ни осадка, ни газа, ни слабого электролита не образуется, все участвующие вещества остаются в растворе полностью диссоциированными, и реакция обмена практически не идёт (записать её ионное уравнение в этом случае нельзя — ионы просто остаются рядом друг с другом в растворе).

Образование осадка

Если при смешивании двух растворов солей (или соли и щёлочи, соли и кислоты) образуется нерастворимое соединение, оно выпадает в осадок и обозначается стрелкой вниз (↓). Растворимость веществ определяют по таблице растворимости: например, практически все сульфаты растворимы, кроме BaSO₄, PbSO₄ и CaSO₄ (малорастворим); почти все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов и аммония, нерастворимы; большинство гидроксидов, кроме гидроксидов щелочных металлов, бария и кальция (частично), нерастворимы.

${B a C l}_{2} + {N a}_{2} {S O}_{4} \to {B a S O}_{4} ↓ + 2 N a C l$

Полное ионное уравнение этой реакции:

${B a}^{2 +} + {2 C l}^{-} + {2 N a}^{+} + {S O}_{4}^{2 -} \to {B a S O}_{4} ↓ + {2 N a}^{+} + {2 C l}^{-}$

Ионы Na⁺ и Cl⁻ присутствуют в неизменном виде в обеих частях уравнения — это ионы-наблюдатели, их сокращают. Остаётся сокращённое ионное уравнение:

${B a}^{2 +} + {S O}_{4}^{2 -} \to {B a S O}_{4} ↓$

Образование газа

Реакция также идёт до конца, если один из продуктов — летучее вещество, покидающее раствор в виде газа. Чаще всего это происходит при действии кислот на карбонаты и сульфиты (выделяется CO₂ или SO₂ через промежуточную неустойчивую кислоту) или на соли аммония (выделяется NH₃ при нагревании).

${N a}_{2} {C O}_{3} + 2 H C l \to 2 N a C l + H_{2} O + {C O}_{2} ↑$

Сокращённое ионное уравнение, полученное после вычёркивания ионов-наблюдателей Na⁺ и Cl⁻, имеет вид:

${C O}_{3}^{2 -} + {2 H}^{+} \to H_{2} O + {C O}_{2} ↑$

Образование малодиссоциирующего вещества

Классический пример — реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием, в которой всегда образуется вода — очень слабый электролит:

$N a O H + H C l \to N a C l + H_{2} O$

Сокращённое ионное уравнение реакции нейтрализации одинаково для любой пары «сильная кислота — сильное основание», ведь по существу происходит только одно: соединение иона водорода с гидроксид-ионом в молекулу воды:

$H^{+} + {O H}^{-} \to H_{2} O$

Это уравнение хорошо демонстрирует главную ценность сокращённой ионной записи: она отражает суть химического превращения, не зависящую от того, какими именно солями были получены исходные ионы.

Реакции, не идущие до конца

Если продукты реакции — это тоже растворимые сильные электролиты, обмен ионами практически не смещает равновесие, и реакция не протекает в заметной степени. Например, смешивание растворов NaCl и KNO₃ не приводит ни к какой реакции — все четыре иона (Na⁺, Cl⁻, K⁺, NO₃⁻) остаются в растворе, никакого осадка, газа или слабого электролита не образуется. Для таких пар веществ нельзя записать ионное уравнение реакции, потому что реакции по существу нет.

Пример 1: составление ионных уравнений

Задание. Составьте молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции между растворами нитрата серебра и хлорида калия.

Решение. Молекулярное уравнение: катион Ag⁺ соединяется с анионом Cl⁻, образуя нерастворимый хлорид серебра (AgCl — одна из немногих нерастворимых солей соляной кислоты), а катион K⁺ остаётся с анионом NO₃⁻ в растворе.

${A g N O}_{3} + K C l \to A g C l ↓ + {K N O}_{3}$

Полное ионное уравнение (AgNO₃ и KCl — сильные растворимые электролиты, KNO₃ тоже растворим и остаётся диссоциированным, AgCl нерастворим и записывается целой формулой):

${A g}^{+} + {N O}_{3}^{-} + K^{+} + {C l}^{-} \to A g C l ↓ + K^{+} + {N O}_{3}^{-}$

Ионы K⁺ и NO₃⁻ — наблюдатели, сокращаем их и получаем ответ.

Ответ. Сокращённое ионное уравнение: Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓.

Пример 2: определение возможности реакции

Задание. Определите, пойдёт ли до конца реакция между растворами сульфата натрия и хлорида калия, а также между растворами сульфида натрия и соляной кислоты. При необходимости составьте сокращённые ионные уравнения.

Решение. Для первой пары веществ проверим возможные продукты обмена: K₂SO₄ и NaCl — оба растворимы, значит ни осадка, ни газа, ни слабого электролита не образуется, реакция не идёт: Na₂SO₄ + 2KCl — реакции нет.

Для второй пары сульфид натрия реагирует с сильной кислотой с образованием летучего слабого электролита — сероводорода:

${N a}_{2} S + 2 H C l \to 2 N a C l + H_{2} S ↑$

Ответ. Первая реакция не протекает; для второй сокращённое ионное уравнение: S²⁻ + 2H⁺ → H₂S↑.

Типичные ошибки

Самая частая ошибка — «раздиссоциировать» в ионном уравнении слабый электролит, газ или осадок (например, записать H₂CO₃, CO₂ или AgCl в виде отдельных ионов): такие вещества всегда остаются в виде целых формул. Вторая распространённая ошибка — забыть уравнять коэффициенты в молекулярном уравнении до перехода к ионной записи, из-за чего число зарядов и атомов в полученном ионном уравнении не сходится. Также школьники нередко забывают проверять растворимость веществ по таблице растворимости и ошибочно относят к сильным электролитам вещества, которые на самом деле нерастворимы или являются слабыми кислотами.

Краткий словарь терминов

Реакция ионного обмена — реакция между электролитами в растворе, при которой ионы обмениваются партнёрами без изменения степеней окисления.

Полное ионное уравнение — уравнение, в котором все сильные растворимые электролиты записаны в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы — в молекулярной форме.

Сокращённое ионное уравнение — уравнение, полученное из полного ионного после вычёркивания ионов-наблюдателей; отражает суть реакции.

Ион-наблюдатель — ион, который присутствует в неизменном виде в обеих частях полного ионного уравнения и не участвует в реакции по существу.

Правило Бертолле — реакция обмена в растворе идёт практически до конца, если образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество.

Заключение

Реакции ионного обмена — основа большинства качественных реакций и лабораторных превращений с участием солей, кислот и оснований. Умение быстро определять, образуется ли осадок, газ или вода, и грамотно записывать полное и сокращённое ионное уравнение — необходимый навык для решения задач ЕГЭ, в том числе заданий на определение веществ по характерным признакам реакции. В следующей теме мы рассмотрим гидролиз солей — частный, но очень важный случай взаимодействия ионов соли с водой, объясняющий, почему растворы одних солей кислые, а других — щелочные.