Разгледани са случаите, в които йонообменните реакции са обратими и практически необратими. Представен е начинът за изразяване на йонообменни реакции. Акцентира се на два важни йонообменни процеса във воден разтвор - неутрализация на киселина с основа и хидролиза на соли. Обяснена е връзката между силата на електролитите, от които е получена солта и химичния характер на водния й разтвор.

1. Тема V.6
доц. Боряна Донкова,
Факултет по химия и фармация,
СУ “Св. Климент Охридски”
Раздел V: РАЗТВОРИ И ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ ВЪВ ВОДНИ РАЗТВОРИ
ЙОНООБМЕННИ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ МЕЖДУ ЕЛЕКТРОЛИТИ
ВЪВ ВОДЕН РАЗТВОР
І. Изразяване на йонообменни реакции (ЙОР)
ІІ. Видове йонообменни реакции
1. Практически необратими ЙОР
2. Обратими ЙОР
ІІІ. Неутрализация
ІV. Хидролиза на соли

2. Химични реакции между електролити във воден разтвор, при които
реагентите си обменят йони, се наричат йонообменни (йонни).
Те протичат без да се променя заряда на йоните.
 Важни йонообменни взаимодействия са неутрализация и хидролиза.
Неутрализация: киселина + основа = сол + вода + Q
Неутрализацията бива обратима и необратима, пълна и непълна (виж тема
“Киселини и основи”, както и следващите слайдове )
Когато неутрализацията е обратима, обратната реакция се нарича
хидролиза. Следователно, хидролизират само соли, получени при обратима
неутрализация! !!!
Хидролиза: сол + вода ⇄ киселина + основа – Q
 Примери: сол+сол; сол+киселина; сол+основа; сол+Н2О; киселина+основа
 Йонообменните реакции биват обратими и практически необратими.
 Взамодействие между електролитите НЕ протича, когато и реагентите и
продуктите са разтворими силни електролити
ВЪВЕДЕНИЕ
2

3. І. Изразяване на йонообменни реакции между електролити
Йонообменните реакции може да се изразят с три вида уравнения:
Обикновено химично (“молекулно”) уравнение:
веществата се записват с емпирични или молекулни формули. Не се
представя дисоциацията на електролитите.
Пълно йонно уравнение (“молекулно”- йонно уравнение):
разтворими силни електролити се записват в дисоцииран вид, а утайка,
газ или слаб електролит – с емпирична или молекулна формула.
Съкратено йонно уравнение:
записват се само йоните, които образуват утайка, газ или слаб електролит.
Този тип уравнение показва причините за протичане на реакцията
AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl↓
Ag+ + Cl− → AgCl↓
Ag+ + NO3
− + Na+ + Cl− → Na+ + NO3
− + AgCl↓
3

4. необратими реакции: всички реагенти са разтворими силни електролити, а
поне един от продуктите е слаб електролит, утайка или газ.
Продуктът “напуска” системата и реаакцията става практически необратима.
Ba(OH)2 + 2HCl → BaCl2 + 2H2O (неутрализация)
BaCl2 + H2SO4 → 2HCl + BaSO4↓ (сол с киселина)
2HCl + Na2S → 2NaCl + H2S↑ (киселина със сол)
обратими реакции: поне един от реагентите е слаб електролит или малко-
разтворимо вещество, а поне един от продуктите е слаб електролит.
NH4OH + HCl ⇄ NH4Cl + H2O (неутрализация)
CH3COOH + NH4OH ⇄ CH3COONH4 + H2O (неутрализация)
NaHCO3 + H2O ⇄ NaOH + H2CO3 (хидролиза)
ЙОР не протичат, когато и реагентите, и продуктите са разтворими силни
електролити.
II. Видове йонообменни реакции
4
Изходните разтвори на NaCl и КNO3
са йонни; полученият след смесване
разтвор съдържа същите тези йони.

5. 1. Необратими реакции: реагентите са разтворими силни електролити,
а поне един от продуктите е слаб електролит, неразтворимо вещество
(утайка) или газ. Много от тях се използват като качествени реакции.
Изразяват се със съкратени йонни уравнения.
А) Получаване на утайка – AgCl, BaSO4, PbI2, CaCO3 , и др.:
Ba2+ + 2Cl− + 2H+ + SO4
2− → 2H+ + 2Cl− + BaSO4↓
Ba2+ + SO4
2− → BaSO4↓
Б) Получаване на газ – H2S, NH3, CO2 , и др.:
2H+ + 2Cl− + 2Na+ + S2− → 2Na+ + 2Cl− + H2S↑
2H+ + S2− → H2S ↑
BaCl2 + H2SO4 → 2HCl + BaSO4↓
2HCl + Na2S → 2NaCl + H2S ↑
5

6. В) Получаване на слаб електролит – вода, оцетна киселина, и др.:
H+ + Cl− + K+ + OH− → K+ + Cl− + H2O
H+ + OH− → H2O
2H+ + SO4
2− + 2CH3COO− + 2Na+ → 2Na+ + SO4
2− + 2CH3COOH
H+ + CH3COO− → CH3COOH
HCl + KOH → KCl + H2O
H2SO4 + 2CH3COONа → Na2SO4 + 2CH3COOH
6

7. 2. Обратими йонообменни реакции: поне един от реагентите е слаб
електролит и поне един от продуктите е също слаб електролит.
Изразяват се с молекулно-йонни уравнения.
CH3COOH + OH− ⇄ CH3COO− + H2O
CH3COO− + H2O ⇄ CH3COOH + OH−
CH3COOH + K+ + OH− ⇄ CH3COO− + K+ + H2O
Пример: обратима неутрализация и обратната реакция - хидролиза
CH3COO− + K+ + H2O ⇄ CH3COOH + K+ + OH−
CH3COOH + КOH ⇄ CH3COOК + H2O
неутрализация (+Q)
хидролиза (–Q)
7

8. ІІІ. НЕУТРАЛИЗАЦИЯ
киселини: при дисоциация отдават Н+ HxA = хH+ + Ax− рН < 7
основи: при дисоциация отдават ОН− M(OH)x = Mx+ + xOH− рН > 7
неутрализация: екзотермично взаимодействие между киселина и основа, при
което Н+ от киселината и ОН− от основата се свързват в слабия електролит вода.
Същност: H+ + OH− → H2O + Q
киселина + основа = сол + Н2О + Q
необратима неутрализация
киселина + основа → сол + Н2О
пълна неутрализация
получават се нормални соли
обратима неутрализация
киселина + основа ⇄ сол + Н2О
непълна неутрализация
получават се хидроген- или основна сол
NH4Cl → NH4
+ + Cl–
NaHCO3 → Na+ + HCO3
–
(CuOH)Cl → (CuOH)+ + Cl–
нормална сол хидрогенсол
основна сол
(виж тема “Киселини, основи, соли”)
видове
8

9. необратима неутрализация: реагират силна основа и силна киселина
H+ + NO3
− + K+ + OH− → K+ + NO3
− + H2O
H+ + OH− → H2O
HNO3 + KOH → KNO3 + H2O
киселина + основа → сол + Н2О
обратима неутрализация: поне един от реагентите е слаб
киселина + основа ⇄ сол + Н2О
неутрализация
хидролиза
1. Взаимодействие между слаба киселина и силна основа:
CH3COOH + KOH ⇄ CH3COOK + H2O
2. Взаимодействие между силна киселина и слаб хидроксид
H2SO4 + 2NH4OH ⇄ (NH4)2SO4 + 2H2O
3. Взаимодействие между слаба киселина и слаб хидроксид:
CH3COOH + NH4OH ⇄ CH3COONH4 + H2O
Соли, получени при
обратима
неутрализация
хидролизират !!!
Соли, получени при
необратима
неутрализация НЕ
хидролизират !!!
9

10. ІV. ХИДРОЛИЗА НА СОЛИ
Хидролиза: ендотермично обратимо взаимодействие между йоните на солта
и йоните на водата, при което се получава киселина и основа и се променя
киселинността на средата (нарушава се равновесието между Н+ и ОН−,
съществуващо в чистата вода).
!!! Хидролизират само соли, получени при обратима неутрализация.
!!! Не хидролизират соли, получени при необратима неутрализация.
!!! Не хидролизират и малкоразтворими соли, защото получаването им е
практически необратим йонообменен процес.
1. Същност на процеса
2. Количествена характеристика на хидролизата
Константа на хидролиза Kh: равновесната константа на процеса;
зависи САМО от температурата!!!!
сол + Н2О ↔ к-на + о-ва – Q
10

11. А) Хидролиза на сол на слаба киселина и силна основа
(хидролиза по аниона на солта, защото той дава слабия електролит)
CN− + H2O ⇄ OH− + HCN
Na+ + CN− + H2O ⇄ Na+ + OH− + HCN
с(ОН-) > c(H+);
pH > 7;
основен химичен характер
O]
[H
.
]
[CN
[HCN]
.
]
[OH
2



C
K
]
[CN
[HCN]
.
]
[OH



h
K
Хидролизна константа
]
[H
]
[H


D
w
h
K
K
K 
Примери: K2CO3, NaF, Na3PO4, Na2SO3
H+ + OH−
!!! Kh = f(KD)
3. Хидролиза на различни типове соли
KD – дисоциационната кон-
станта на слабата киселина
Как да потиснем хидролизата на такъв тип сол???
Чрез внасяне на ОН– , съгласно принципа на Льо Шателие. 11

12. Б) Хидролиза на сол на силна киселина и слаба основа - слаб или
практически неразтворим хидроксид
(хидролиза по катиона на солта)
Cu2+ + H2O ⇄ Cu(OH)2 + 2H+
]
[Cu
]
[H
.
]
[Cu(OH) 2
2


 2
h
K
Хидролизна константа
2
2
]
[OH
]
[OH


D
w
h
K
K
K 
Cu2+ + SO4
2− + 2H2O ⇄ 2H+ + SO4
2− + Cu(OH)2
Примери: Cu(NO3)2, ZnSO4, NH4Cl, AlCl3
2H+ + 2OH−
!!! Kh = f(KD)
с(ОН-) < c(H+);
pH < 7;
киселинен химичен характер
KD – дисоциационна константа
на слабия хидроксид
!! Не се пише знак за
утайка, защото е в нищожно
количество и в колоидна
форма; не се отделя като
утайка, но при престояване
агрегира.
12
Как да потиснем хидролизата на такъв тип сол???
Чрез внасяне на H+ , съгласно принципа на Льо Шателие.

13. В) Хидролиза на сол на слаба киселина и слаба основа – слаб или
практически неразтворим хидроксид (хидролиза по катиона и аниона)
NH4
+ + CN− + H2O ⇄ NH4OH + HCN
]
].[CN
[NH
[HCN]
.
OH]
[NH
4
4



h
K
Хидролизна константа
]
[OH
]
[H
]
[OH
]
[H
-
-
.
.


2
1. D
D
w
h
K
K
K
K 
Примери: CH3COONH4, (NH4)2CO3
NH4
+ +OH− H+ +CN−
KD(1) KD(2)
KD(1)=2.10–5 KD(2)=5.10–10
При KD(1) > KD(2) pH > 7
При KD(1) < KD(2) pH < 7
При KD(1) ≈ KD(2) pH ≈ 7
Киселинността зависи от съотношението между дисоциационните
константи на киселината и хидроксида.
pH > 7
5 < pH < 9
!!! Kh = f(KD(1), KD(2))
Как да потиснем хидролизата на такъв тип сол???
13

14. Г) Хидролиза на хидрогенсоли (кисели соли) спрямо нормална сол
Na+ + HCO3
− + H2O ⇄ Na+ + OH− + H2CO3
2Na+ + CO3
2− + 2H2O ⇄ 2Na+ + 2OH− + H2CO3
pH1 > 7; основен
химичен характер
pH2 >> 7; основен
химичен характер
7 < pH1 < pH2
Na2HPO4, NaHCO3, NH4HCO3
Na3PO4, Na2CO3, (NH4)2CO3
съпоставени с
HCO3
− + H2O ⇄ OH− + H2CO3
CO3
2− + 2H2O ⇄ 2OH− + H2CO3
Примери:
нормална сол:
14

15. Д) Cол на силна киселина и силна основа: НЕ хидролизират,
защото са получени в резултат на необратима реакция
2H++2OH−
2Na+ + SO4
2− +2H2O 2Na+ + 2OH− +2H+ + SO4
2-
Формален запис
pH = 7
с(ОН–) = c(H+)
Примери: Ba(NO3)2, K2SO4, NaNO3 и др.
Химичният характер на разтвора
се определя от дисоциацията на
водата.
Затова разтворът е с неутрален
химичен характер
15

16. Как да бъде предотвратена хидролизата?
1. Подкиселяване и/или алкализиране, в зависимост от
природата на солта. Принцип на Льо Шателие.
СН3COOH ↔ СН3COO– + H+
Kh не променя стойността си
HCl → H+ + Cl–
2СН3COO− + Zn2+ + H2O ⇄ Zn(OH)2 + СН3COOH
2. Избягване на подгряването при разтваряне на солта:
хидролизата е ендотермичен процес и повишаването на
температурата ще стимулира протичането й, съгласно принципа
на Льо Шателие
16
4. Фактори, влияещи на хидролизата

17. Химичният характер на разтвори на соли зависи от силата на киселината и
хидроксида, чийто продукт е солта.
Сила на:
Процес, определящ химичния
характер на разтвор на тяхна сол
киселината хидроксида процес рН
силна силен
дисоциация на вода;
солта не хидролизира;
pH = 7
слаба силен хидролиза по аниона pH > 7
силна
слаб или
практически
неразтворим
хидролиза по катиона pH < 7
слаба
слаб или
практически
неразтворим
хидролиза по катиона
и аниона
pH ≈ 7
(зависи кой е
по-силен
електролит)
!!!! ОБОБЩЕНИЕ
17

18. 1. Да мога да изразявам йонообменни реакции с трите вида уравнения?
2. Да знам кога ЙОР са обратими и кога - практически необратими? Да
мога да давам примери за обратими и необратими ЙОР.
3. Да мога да давам примери за обратима и необратима неутрализация.
4. Да мога да дефинирам процеса хидролиза !!!!!
5. Да знам кои соли хидролизират и кои не хидролизират?
6. Да мога да предсказвам химичния характер на соли въз основа на
химичния им състав.
7. Да мога да изразявам хидролизата на соли с йонно уравнение, за да
доказвам химичния характер на водните им разтвори.
8. Да мога да записвам хидролизна константа.
9. Да знам как мога да предотврати хидролизата, когато е нежелан в
практиката процес.
10. Да мога да давам примери за значението на хидролизата. 18
КАКВО ТРЯБВА ДА ЗНАМ И МОГА????