Реакции ионного обмена: условия, произведение растворимости, ионный обмен в природе

В 1850 году английский агрохимик Томас Уэй заметил странное свойство почвы. Если через слой садовой земли пропускать раствор сульфата аммония, вытекающая вода почти не содержит аммония, зато в ней появляется сульфат кальция. Почва не просто задерживала удобрение — она обменивала один ион на другой. Уэй открыл ионный обмен [1] — процесс, на котором держатся плодородие почв, умягчение воды, очистка сахара и производство сверхчистой воды для микросхем. А в пробирке реакции ионного обмена — самые быстрые и самые частые реакции в растворах: ионы встречаются и связываются в осадок, газ или слабый электролит за доли секунды.

Реакции ионного обмена в растворах электролитов и их ионные уравнения — тема задания 30 ЕГЭ, которому посвящена отдельная статья блога с разбором формата и проверки. Здесь — то, что стоит за правилами: почему реакция идёт, что такое произведение растворимости и как с его помощью предсказать, выпадет ли осадок, откуда берётся таблица растворимости и что означают её прочерки, как растворяют осадки, как разделяют ионы в качественном анализе, что такое жёсткость воды и как её устраняют, как ионный обмен работает в почве, ионообменных смолах и в медицине.

• 1. Что происходит при реакции ионного обмена
• 2. Почему реакция идёт: три способа связать ионы
• 3. Произведение растворимости: выпадет ли осадок
• 4. Какой бывает осадок: кристаллы, хлопья и «старение»
• 5. Таблица растворимости: что в ней и чего в ней нет
• 6. Как растворить осадок
• 7. Избыток реактива и порядок сливания
• 8. Дробное осаждение
• 9. Качественный анализ: как разделить ионы
• 10. Жёсткость воды
• 11. Ионообменники: от почвы к смолам
• 12. Соли, которые оставляет море
• 13. Ионный обмен в стекле
• 14. Ионы в медицине: сульфат бария и камни в почках
• 15. ЕГЭ
• 16. Для олимпиад
• 17. Задания с разбором
• Литература

1. Что происходит при реакции ионного обмена

Если слить растворы хлорида бария и сульфата натрия, мгновенно выпадает белый осадок сульфата бария. В растворах обеих солей ещё до смешения были ионы: ионы бария и хлорид-ионы в одном, ионы натрия и сульфат-ионы в другом. При смешении ионы бария встречают сульфат-ионы и, поскольку соединение этих ионов практически нерастворимо, связываются в кристаллы. Ионы натрия и хлорид-ионы остаются в растворе, как были. Реакция — это соединение одной пары ионов, а остальные ионы в ней не участвуют.

Первая запись — молекулярное уравнение; вторая — сокращённое ионное, которое показывает суть реакции. Полное ионное уравнение показывает все ионы, включая не участвующие: $\mathrm{Ba}{}^{2+}+2\mathrm{Cl}{}^{-}+2\mathrm{Na}{}^{+}+\mathrm{SO}{}_4{}^{2-}\to \mathrm{BaSO}{}_4\downarrow +2\mathrm{Na}{}^{+}+2\mathrm{Cl}{}^{-}$. Ионы, одинаковые в левой и правой частях, сокращают. Одно сокращённое ионное уравнение описывает множество молекулярных: та же реакция идёт между нитратом бария и серной кислотой, гидроксидом бария и сульфатом калия.

В реакциях ионного обмена не меняются степени окисления, и в этом их отличие от окислительно-восстановительных реакций в растворах. Ионы лишь меняют «партнёров». Поэтому реакции обмена так быстры: не нужно переносить электроны и перестраивать прочные ковалентные связи, достаточно, чтобы ионы встретились. Осадок сульфата бария образуется быстрее, чем можно перемешать растворы, а скорость соединения ионов водорода и гидроксида ограничена только скоростью их диффузии.

2. Почему реакция идёт: три способа связать ионы

Если слить растворы хлорида калия и нитрата натрия, ничего не произойдёт: ионы калия, натрия, хлорида и нитрата останутся в растворе, и при выпаривании выпадет смесь четырёх солей. Реакция обмена идёт лишь тогда, когда какая-то пара ионов может связаться и «уйти» из раствора. Таких способов три: образование осадка, газа или слабого электролита (воды, слабой кислоты, гидрата аммиака, прочного комплекса). Эти условия ещё до появления теории ионов сформулировал Бертолле, а Аррениус объяснил их через ионы.

С точки зрения химического равновесия все три способа — одно и то же: продукт имеет ничтожную константу диссоциации или растворимости, и равновесие сдвинуто в его сторону. Осадок — это ионы, «связанные» в кристаллическую решётку; газ уходит из раствора, и обратная реакция становится невозможной; вода и слабые кислоты существуют в растворе почти целиком в виде молекул. Чем меньше константа диссоциации или растворимости продукта, тем полнее идёт реакция.

Отсюда понятно, почему некоторые реакции идут не до конца. Если смешать раствор ацетата натрия с раствором муравьиной кислоты, протон перейдёт от более сильной муравьиной кислоты к ацетат-иону лишь частично: обе кислоты слабые, и константы равновесия порядка десяти. Реакции обмена, где продукты и реагенты — слабые электролиты сравнимой силы, обратимы и останавливаются в равновесии.

3. Произведение растворимости: выпадет ли осадок

Абсолютно нерастворимых веществ нет. Даже над осадком сульфата бария в растворе есть ионы бария и сульфата, и между осадком и раствором устанавливается равновесие. Вальтер Нернст в 1889 году показал [2], что для насыщенного раствора малорастворимой соли произведение концентраций её ионов постоянно при данной температуре. Эту величину называют произведением растворимости:

Для солей с другим соотношением ионов концентрации возводят в степени, равные коэффициентам: для иодида свинца $K_s=[\mathrm{Pb}{}^{2+}][\mathrm{I}{}^{-}{]}^2$, для фосфата кальция $K_s=[\mathrm{Ca}{}^{2+}{]}^3[\mathrm{PO}{}_4{}^{3-}{]}^2$. По произведению растворимости можно вычислить растворимость. Для сульфата бария $s=\sqrt{K_s}=1,05\cdot 10^{-5}$ моль/л — около 2,4 мг в литре. Для иодида свинца $K_s=s\cdot (2s{)}^2=4s^3$, и $s=\sqrt[3]{9,8\cdot 10^{-9}/4}\approx 1,35\cdot 10^{-3}$ моль/л.

Произведение растворимости даёт точное условие осаждения. Если при смешении растворов произведение концентраций ионов (с учётом степеней) превышает $K_s$, раствор пересыщен, и выпадает осадок; если меньше — осадка не будет. Смешаем равные объёмы 0,001 М растворов хлорида кальция и сульфата натрия. После смешения концентрации ионов кальция и сульфата — по 0,0005 моль/л, их произведение $2,5\cdot 10^{-7}$, а произведение растворимости сульфата кальция $4,9\cdot 10^{-5}$: осадка нет. С хлоридом бария при тех же концентрациях произведение $2,5\cdot 10^{-7}$ намного больше $1,1\cdot 10^{-10}$, и сульфат бария выпадает. Так объясняется, почему ионы бария служат реактивом на сульфат, а ионы кальция — нет.

Влияние одноимённого иона

Растворимость малорастворимой соли резко падает в присутствии одноимённого иона. В воде растворимость хлорида серебра $1,3\cdot 10^{-5}$ моль/л, а в 0,1 М растворе хлорида натрия — $1,8\cdot 10^{-10}/0,1=1,8\cdot 10^{-9}$ моль/л, в семь тысяч раз меньше. Поэтому осадки промывают не чистой водой, а разбавленным раствором осадителя, чтобы не потерять часть осадка, а при осаждении берут небольшой избыток реактива. Эффект лежит в основе многих технологий: из рассолов выделяют малорастворимые соли, добавляя одноимённые ионы, а в организме избыток фосфат-ионов в крови способствует отложению фосфата кальция.

4. Какой бывает осадок: кристаллы, хлопья и «старение»

Осадок — не просто «нерастворимое вещество на дне». Его вид зависит от того, как быстро шло осаждение. Если смешать концентрированные растворы, пересыщение огромно, зародыши кристаллов возникают мгновенно и в огромном числе, и вырастает множество мельчайших частиц: осадок получается аморфным или мелкодисперсным, студенистым, как гидроксид алюминия, или похожим на творог, как хлорид серебра. Такие осадки трудно отфильтровать: они проходят сквозь фильтр или забивают его. Если же сливать разбавленные растворы медленно и при нагревании, зародышей мало, и они вырастают в крупные кристаллы, которые легко отфильтровать и отмыть.

Осадок со временем меняется сам. Мелкие кристаллы растворяются чуть лучше крупных: у маленькой частицы большая доля атомов находится на поверхности, где они связаны слабее. Поэтому раствор, насыщенный по отношению к мелким кристаллам, пересыщен по отношению к крупным, и вещество постепенно «перетекает» с мелких частиц на крупные. Это явление описал Вильгельм Оствальд в 1900 году, изучая, почему жёлтый оксид ртути растворяется лучше красного, — оказалось, что они отличаются лишь размером частиц [3]. Оствальдово созревание используют в анализе: осадок сульфата бария перед фильтрованием выдерживают несколько часов в горячем маточном растворе, и он становится крупнокристаллическим. То же явление делает мороженое со временем «песчаным»: мелкие кристаллики льда растворяются, а крупные растут.

5. Таблица растворимости: что в ней и чего в ней нет

Таблица растворимости, которой пользуются на экзамене, делит вещества на растворимые (р), малорастворимые (м) и нерастворимые (н). Граница условна: обычно растворимыми считают вещества, растворяющиеся в количестве больше 1 г на 100 г воды, малорастворимыми — от 0,01 до 1 г, нерастворимыми — меньше 0,01 г. Гидроксид кальция (0,17 г на 100 г воды) и сульфат кальция (около 0,2 г) малорастворимы; карбонат кальция (около 0,0013 г) нерастворим. Для экзамена важно запомнить: соли натрия, калия, аммония и нитраты растворимы все; хлориды растворимы, кроме хлоридов серебра и свинца (малорастворимый); сульфаты растворимы, кроме сульфатов бария, свинца, стронция и (малорастворимого) кальция; карбонаты, фосфаты, сульфиды и силикаты нерастворимы, кроме солей щелочных металлов и аммония.

Прочерки в таблице означают, что вещество не существует в водном растворе — разлагается водой или окисляется. Сульфид алюминия при попадании в воду полностью разлагается на гидроксид алюминия и сероводород, карбонат железа(III) в растворе образоваться не может — вместо него выпадает гидроксид и выделяется углекислый газ, иодид железа(III) не существует, потому что ион железа(III) окисляет иодид-ион. Поэтому прочерк — не «нет данных», а указание на необратимый гидролиз или окислительно-восстановительную реакцию; подробнее о совместном гидролизе — в статье о гидролизе солей.

Цвета осадков

В заданиях с описанием опыта осадок узнают по цвету, и полезно помнить основные.

«Золотой дождь» — красивый опыт с иодидом свинца: его растворимость сильно растёт с температурой, и если горячий насыщенный раствор медленно охлаждать, из него выпадают золотистые чешуйки, медленно опускающиеся в жидкости и сверкающие на свету.

6. Как растворить осадок

Осадок растворяется, если какую-то из его составных частей связать в ещё более прочное соединение, — тогда концентрация этого иона в растворе падает ниже равновесной, и равновесие «осадок ⇄ ионы» сдвигается к растворению. Карбонаты, сульфиты, фосфаты, гидроксиды растворяются в кислотах: ионы водорода связывают анионы в слабые кислоты или воду. Мел «вскипает» в соляной кислоте, гидроксид меди растворяется в серной, фосфат кальция — в азотной.

Сульфат бария и хлорид серебра в кислотах не растворяются: их анионы — частицы сильных кислот, и ионы водорода их не связывают. Именно поэтому сульфат бария и хлорид серебра служат для обнаружения сульфат- и хлорид-ионов: осадки, нерастворимые в азотной кислоте, отличают от осадков карбонатов и фосфатов, которые тоже белые. Хлорид серебра растворяется в растворе аммиака: аммиак связывает ионы серебра в прочный комплекс. Бромид серебра растворяется в аммиаке хуже, иодид — практически не растворяется. В растворе тиосульфата натрия растворяются все три галогенида: тиосульфатный комплекс серебра ещё прочнее. На этом основано закрепление фотографий: тиосульфат («гипосульфит» фотографов) растворяет не засвеченный бромид серебра, и изображение больше не темнеет на свету.

Сульфиды металлов различаются растворимостью в кислотах. Сульфиды цинка, железа, марганца растворяются в соляной кислоте с выделением сероводорода, а сульфиды меди, свинца, серебра, ртути — нет: их произведения растворимости настолько малы, что даже ионы водорода сильной кислоты не могут связать достаточно сульфид-ионов. Растворяют их только кислоты-окислители, превращающие сульфид-ион в серу или сульфат. Подробно эта закономерность разобрана в отдельной статье блога о сульфидах.

7. Избыток реактива и порядок сливания

Продукт реакции обмена иногда зависит от того, какой реагент в избытке и в каком порядке смешивают растворы. Если к раствору хлорида алюминия по каплям добавлять щёлочь, сначала выпадает белый студенистый гидроксид алюминия. Продолжая добавлять щёлочь, мы увидим, как осадок растворяется: амфотерный гидроксид превращается в растворимый гидроксокомплекс. Если же, наоборот, к раствору щёлочи по каплям приливать хлорид алюминия, первые капли осадка не дают — щёлочь в избытке сразу переводит алюминий в комплекс, — и осадок появляется лишь тогда, когда щёлочь почти израсходована.

Так же ведут себя соли цинка, хрома(III), бериллия, свинца. С карбонатами и кислотами — похожая картина. Если к раствору соды медленно приливать соляную кислоту, сначала газа нет: карбонат-ион присоединяет один протон и превращается в гидрокарбонат. Лишь когда весь карбонат превратился в гидрокарбонат, начинается выделение углекислого газа. Если же соду приливать к избытку кислоты, газ выделяется сразу. На этой разнице основано определение соды и гидрокарбоната в смеси титрованием с двумя индикаторами.

В заданиях ЕГЭ такие случаи встречаются как «избыток щёлочи», «недостаток кислоты», «к раствору постепенно прибавляли»: от формулировки зависит, запишете ли вы гидроксид или гидроксокомплекс, карбонат или гидрокарбонат. Аммиак в избытке растворяет гидроксиды меди, цинка, никеля, серебра, образуя аммиачные комплексы, но не растворяет гидроксид алюминия — по этому различию разделяют цинк и алюминий в анализе.

8. Дробное осаждение

Если в растворе несколько ионов, дающих осадки с одним реактивом, первым выпадает тот осадок, для образования которого нужна наименьшая концентрация реактива. Пусть в растворе по 0,01 моль/л иодида, бромида и хлорида, и к нему по каплям добавляют нитрат серебра. Иодид серебра начнёт выпадать, когда концентрация ионов серебра достигнет $8,5\cdot 10^{-17}/0,01=8,5\cdot 10^{-15}$ моль/л; бромид — при $5,4\cdot 10^{-11}$; хлорид — лишь при $1,8\cdot 10^{-8}$ моль/л. Осадки выпадают по очереди, и к моменту, когда начнёт выпадать бромид, иодида в растворе останется лишь десятитысячная доля.

На этом в 1856 году немецкий фармацевт Карл Фридрих Мор построил метод определения хлоридов [4]. К раствору хлорида добавляют немного хромата калия и титруют нитратом серебра. Пока в растворе есть хлорид-ионы, выпадает белый хлорид серебра. Хромат серебра, красно-бурый, требует большей концентрации ионов серебра и начинает выпадать лишь тогда, когда хлорид практически весь осаждён. Появление красноватого оттенка — сигнал конца титрования. Методом Мора до сих пор определяют хлориды в питьевой воде, в пищевых продуктах, в крови.

9. Качественный анализ: как разделить ионы

Реакции обмена позволяют не только обнаруживать ионы, но и разделять их. В 1841 году немецкий химик Карл Ремигиус Фрезениус опубликовал руководство по качественному анализу, в котором предложил систематический ход разделения катионов на группы с помощью групповых реактивов [5]. Сначала соляной кислотой осаждают хлориды серебра, свинца и ртути(I). Затем сероводородом в кислой среде — сульфиды меди, кадмия, висмута, ртути, олова, мышьяка. Затем сульфидом аммония в щелочной среде — сульфиды и гидроксиды железа, цинка, марганца, никеля, кобальта, алюминия, хрома. Затем карбонатом аммония — карбонаты кальция, стронция, бария. В растворе остаются магний, натрий, калий и аммоний, которые открывают отдельными реакциями.

Сероводородная схема Фрезениуса более века была основой обучения химиков: студенты, получив неизвестный раствор, шаг за шагом определяли, какие в нём ионы. Метод основан на различии произведений растворимости сульфидов: в кислой среде концентрация сульфид-ионов мала, и выпадают лишь самые нерастворимые сульфиды, а в щелочной — велика, и выпадают остальные. Сегодня в аналитических лабораториях ионы определяют приборами — атомно-абсорбционной и масс-спектрометрией с индуктивно связанной плазмой, способными найти миллиардные доли грамма металла в литре воды. Но логика качественного анализа — разделение по растворимости и обнаружение по характерному признаку — осталась основой химического мышления и экзаменационных заданий.

10. Жёсткость воды

Природная вода, проходя через известняки и доломиты, растворяет соли кальция и магния. Их суммарное содержание называют жёсткостью воды. В России её выражают в градусах жёсткости (°Ж): 1 °Ж соответствует 0,5 ммоль/л ионов кальция и магния. Мягкой обычно считают воду с жёсткостью до 2–4 °Ж, жёсткой — выше 8–10 °Ж; границы в разных классификациях немного различаются. Вода рек, текущих по гранитам, мягкая; подземные воды известняковых районов — жёсткие.

Жёсткость доставляет много хлопот, и все они — реакции ионного обмена. Мыло — соль жирных кислот и натрия — в жёсткой воде образует нерастворимые соли кальция и магния, которые выпадают хлопьями и оседают на ткани и коже; мыло не пенится, пока не свяжет все ионы кальция. При нагревании гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются, и на стенках чайников, котлов и труб отлагается накипь — карбонат кальция. Слой накипи толщиной в миллиметр заметно снижает теплопередачу, а в котлах электростанций может привести к перегреву и разрыву труб.

Жёсткость, которую устраняет кипячение, называют временной, или карбонатной: она обусловлена гидрокарбонатами. Постоянная жёсткость вызвана сульфатами и хлоридами кальция и магния, которые при кипячении не осаждаются. Её устраняют реакциями обмена: добавляют соду или фосфат натрия, связывающие ионы кальция и магния в нерастворимые карбонаты и фосфаты. В стиральные порошки раньше добавляли фосфаты, но они вызывали цветение водоёмов, и их заменили цеолитами и другими связующими веществами. Средства от накипи — слабые кислоты (лимонная, уксусная, сульфаминовая), растворяющие карбонат кальция.

11. Ионообменники: от почвы к смолам

Открытие Уэя объяснили позднее: глинистые минералы и гумус почвы несут отрицательный заряд и удерживают на поверхности катионы — кальция, магния, калия, аммония, — способные обмениваться на катионы из почвенного раствора. Ёмкость катионного обмена — главный показатель плодородия: почва с высокой ёмкостью удерживает удобрения и не даёт дождям вымыть их. Кислые дожди и кислые удобрения замещают обменные кальций и магний ионами водорода и алюминия, и почва истощается — отсюда необходимость известкования.

В 1905 году немецкий химик Роберт Ганс получил искусственные алюмосиликаты — пермутиты, способные заменять в воде ионы кальция и магния на ионы натрия. Через колонку, заполненную пермутитом, пропускали жёсткую воду, и выходила мягкая. Когда ионы натрия в пермутите заканчивались, колонку «регенерировали» концентрированным раствором соли: избыток ионов натрия по закону действующих масс вытеснял накопленные ионы кальция. В 1935 году британские химики Бэзил Адамс и Эрик Холмс синтезировали первые органические ионообменные смолы. Современные смолы — полимеры стирола, сшитые дивинилбензолом, с сульфогруппами (катиониты) или аммониевыми группами (аниониты).

Пропуская воду последовательно через катионит в водородной форме и анионит в гидроксидной, получают обессоленную воду: катионит заменяет все катионы на ионы водорода, анионит — все анионы на гидроксид-ионы, и они соединяются в воду. Такую воду используют в котлах электростанций, в фармацевтике, в производстве микросхем. Бытовые фильтры-кувшины содержат катионит и активированный уголь: первый снижает жёсткость, второй поглощает хлор и органические примеси. Ионообменные смолы извлекают уран из растворов выщелачивания руд, очищают сахарный сироп, разделяют редкоземельные элементы, свойства которых так близки, что другими способами их почти не разделить.

12. Соли, которые оставляет море

Произведение растворимости объясняет и геологию. В 1849 году итальянский химик Джованни Узильо выпаривал воду Средиземного моря и следил, какие соли выпадают по мере её испарения [6]. Первым, когда испарилась примерно половина воды, начал выпадать карбонат кальция, затем гипс — сульфат кальция, когда объём уменьшился в пять раз. Поваренная соль стала кристаллизоваться лишь тогда, когда осталась десятая часть исходного объёма, а последними из «рапы» выпадали самые растворимые соли магния и калия. Порядок определяется растворимостью: чем меньше произведение растворимости, тем раньше раствор становится пересыщенным.

Тот же порядок записан в толщах соляных отложений, образовавшихся при высыхании древних морских заливов: внизу — известняки и доломиты, выше — гипс и ангидрит, ещё выше — каменная соль, а наверху — калийные и магниевые соли: сильвинит, карналлит. Самые богатые калийные месторождения мира — Верхнекамское на Урале и Саскачеванское в Канаде — следы таких испарившихся морей пермского и девонского периодов. Калийные соли из них дают основную часть калийных удобрений планеты.

13. Ионный обмен в стекле

Ионный обмен идёт не только в растворах и смолах, но и в твёрдых телах. Если натриевое стекло опустить в расплав нитрата калия при 400–450 °C, ионы калия из расплава проникают в поверхностный слой стекла, вытесняя ионы натрия. Ионы калия крупнее, и в «тесных» местах, оставленных натрием, они создают сжимающее напряжение в слое толщиной в десятки микрометров. Трещина, чтобы пройти через такое стекло, должна сначала преодолеть это сжатие, и прочность стекла возрастает в несколько раз [7].

Химическое упрочнение стекла известно с 1960-х годов, а с 2007 года стало массовым: защитные стёкла смартфонов — алюмосиликатные стёкла, упрочнённые обменом натрия на калий. В отличие от закалки нагревом и быстрым охлаждением, ионный обмен упрочняет даже тонкие стёкла сложной формы, которые нельзя закалить термически. Так реакция «один ион на другой», знакомая по почве и умягчителям воды, защищает экраны миллиардов телефонов.

14. Ионы в медицине: сульфат бария и камни в почках

Ионы бария ядовиты: они блокируют калиевые каналы в мышцах и сердце, и несколько граммов растворимой соли бария смертельны. Тем не менее перед рентгеновским исследованием желудка пациент выпивает стакан взвеси сульфата бария: барий сильно поглощает рентгеновские лучи и делает видимыми контуры пищевода и желудка. Сульфат бария безопасен потому, что практически нерастворим, и не растворяется даже в соляной кислоте желудочного сока: его произведение растворимости $1,1\cdot 10^{-10}$, и концентрация ионов бария в насыщенном растворе ничтожна.

Ошибка в выборе соли превращает лекарство в яд. Карбонат бария тоже нерастворим в воде, но в кислоте желудка растворяется с выделением углекислого газа, и ионы бария переходят в кровь. В 2003 году в Бразилии партия рентгеноконтрастного препарата оказалась загрязнена карбонатом бария из-за ошибки в производстве, и несколько пациентов погибли. История стала хрестоматийным примером того, что растворимость в воде и в кислой среде — разные вещи, а химическое знание о реакциях ионного обмена — вопрос жизни.

Камни в почках — реакция ионного обмена, которая идёт там, где не нужно. Около 80 % почечных камней состоят из оксалата кальция. Когда моча пересыщена ионами кальция и оксалата — например, при обезвоживании или избытке оксалатов в пище (шпинат, щавель, ревень), — произведение их концентраций превышает произведение растворимости, и в почках растут кристаллы. Профилактика — тоже химия: много пить, чтобы разбавить мочу, ограничить оксалаты, а иногда принимать цитрат калия, который связывает ионы кальция в растворимый комплекс.

15. ЕГЭ

Реакции ионного обмена — элемент 1.9 кодификатора [8], и в экзамене они повсюду: задание 30 части 2 требует молекулярного, полного и сокращённого ионных уравнений; в цепочках превращений (задание 31) реакции обмена — самые частые звенья; в части 1 встречаются вопросы о том, какие ионы не могут одновременно находиться в растворе, и о качественных реакциях. Подробный разбор формата задания 30 и критериев проверки — в отдельной статье блога.

Ионы, несовместимые в растворе

Типичная формулировка: «Выберите пары ионов, которые не могут одновременно присутствовать в растворе в значительных концентрациях». Несовместимы ионы, образующие осадок (Ba²⁺ и SO₄²⁻, Ag⁺ и Cl⁻, Ca²⁺ и CO₃²⁻), газ или слабый электролит (H⁺ и CO₃²⁻, H⁺ и S²⁻, NH₄⁺ и OH⁻ при нагревании, H⁺ и OH⁻), а также подвергающиеся совместному гидролизу (Al³⁺ и CO₃²⁻, Fe³⁺ и S²⁻) или окислительно-восстановительному взаимодействию (Fe³⁺ и I⁻, MnO₄⁻ и SO₃²⁻ в кислой среде). Совместимы, например, Na⁺, K⁺, NO₃⁻, Cl⁻ в любых сочетаниях.

Разбор формулировок

«Сокращённое ионное уравнение H⁺ + OH⁻ = H₂O соответствует взаимодействию: 1) HCl и Cu(OH)₂; 2) HNO₃ и KOH; 3) H₂SO₄ и Ba(OH)₂; 4) CH₃COOH и NaOH; 5) H₂SO₄ и NaOH». Подходят 2 и 5. В 1 гидроксид меди нерастворим (пишется молекулой), в 3 выпадает сульфат бария, в 4 уксусная кислота — слабый электролит.

«Какие вещества нужно взять, чтобы сокращённое ионное уравнение было Ca²⁺ + CO₃²⁻ = CaCO₃?» Растворимые соль кальция и карбонат: например, CaCl₂ и Na₂CO₃. Нельзя взять мел (он уже нерастворим) или гидрокарбонат (тогда в уравнении будет HCO₃⁻).

«Установите соответствие между реагентами и признаком реакции: а) Na₂S + HCl; б) FeCl₃ + KOH; в) CuSO₄ + NaOH; г) NH₄Cl + NaOH (нагревание)». а) газ с запахом тухлых яиц; б) бурый осадок; в) голубой осадок; г) газ с резким запахом.

Ловушки

— Малорастворимые вещества (Ca(OH)₂, CaSO₄, Ag₂SO₄) в ионных уравнениях обычно записывают в виде ионов, если речь идёт о растворе, и формулой, если они выпадают в осадок; ориентируйтесь на условие.

— Кислые соли слабых кислот записывают с гидроанионом: NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃⁻, а не Na⁺ + H⁺ + CO₃²⁻.

— Реакция растворимой соли с нерастворимым основанием или кислотой, как правило, не идёт: Cu(OH)₂ + NaCl не реагируют.

16. Для олимпиад

Выпадет ли осадок при смешении

Смешали 10 мл 0,002 М раствора нитрата свинца и 10 мл 0,02 М раствора иодида калия. После смешения $[\mathrm{Pb}{}^{2+}]=0,001$, $[\mathrm{I}{}^{-}]=0,01$ моль/л; произведение $[\mathrm{Pb}{}^{2+}][\mathrm{I}{}^{-}{]}^2=10^{-3}\cdot 10^{-4}=10^{-7}>9,8\cdot 10^{-9}$. Осадок выпадет. Если же взять 0,0002 М раствор нитрата свинца, произведение станет $10^{-8}$ — почти равным произведению растворимости, и осадок едва образуется.

Растворимость в присутствии одноимённого иона

Найдём растворимость фторида кальция ($K_s=3,9\cdot 10^{-11}$) в воде и в 0,01 М растворе фторида натрия. В воде $4s^3=K_s$, $s=2,1\cdot 10^{-4}$ моль/л. В растворе фторида $s\cdot 0,01^2=K_s$, $s=3,9\cdot 10^{-7}$ моль/л — в 550 раз меньше. Фторирование воды и зубные пасты используют это равновесие: ион фтора уменьшает растворимость минерала эмали.

Сколько осадителя нужно

Какая минимальная концентрация сульфат-ионов нужна, чтобы снизить концентрацию ионов бария в растворе до $10^{-6}$ моль/л (практически полное осаждение)? $[\mathrm{SO}{}_4{}^{2-}]=1,1\cdot 10^{-10}/10^{-6}=1,1\cdot 10^{-4}$ моль/л. Небольшого избытка сульфата достаточно, чтобы барий практически полностью перешёл в осадок, — поэтому сульфатом натрия или магния промывают желудок при отравлении солями бария.

17. Задания с разбором

Задание 1

Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионные уравнения реакции AgNO₃ с NaCl.

Задание 2

Пойдёт ли реакция между растворами KNO₃ и NaCl? Почему?

Задание 3

Запишите сокращённое ионное уравнение реакции карбоната натрия с соляной кислотой.

Задание 4

Какому молекулярному уравнению соответствует Fe³⁺ + 3OH⁻ → Fe(OH)₃? Приведите пример.

Задание 5

Найдите растворимость BaSO₄ (Ks = 1,1 · 10⁻¹⁰) в моль/л и мг/л.

Задание 6

Выпадет ли осадок CaSO₄ при смешении равных объёмов 0,01 М CaCl₂ и 0,01 М Na₂SO₄ (Ks = 4,9 · 10⁻⁵)?

Задание 7

Почему хлорид серебра растворяется в аммиаке, а иодид серебра — нет?

Задание 8

В какой последовательности выпадут осадки при добавлении AgNO₃ к раствору, содержащему Cl⁻, Br⁻, I⁻ в равных концентрациях?

Задание 9

Как отличить растворы Na₂SO₄, Na₂CO₃ и NaCl одним реактивом?

Задание 10

Какие пары ионов не могут находиться в растворе одновременно: а) Ba²⁺ и NO₃⁻; б) Ag⁺ и Br⁻; в) H⁺ и S²⁻; г) Na⁺ и SO₄²⁻; д) Fe³⁺ и OH⁻?

Задание 11

Почему карбонат бария ядовит, а сульфат бария — нет?

Задание 12

Как устранить временную и постоянную жёсткость воды? Запишите уравнения.

Задание 13

Почему мыло плохо пенится в жёсткой воде?

Задание 14

Как регенерируют катионит, заменивший ионы натрия на ионы кальция?

Задание 15

Что открыл Томас Уэй в 1850 году?

Задание 16

Как обнаружить ионы Fe³⁺ и Fe²⁺ в растворе?

Задание 17

Растворимость PbI₂ 1,35 · 10⁻³ моль/л. Найдите Ks.

Задание 18

Почему осадки промывают раствором осадителя, а не чистой водой?

Задание 19

На чём основан метод Мора определения хлоридов?

Задание 20

Почему при камнях из оксалата кальция советуют много пить и ограничивать щавель и шпинат?

Литература

1. Way J. T. On the power of soils to absorb manure // Journal of the Royal Agricultural Society of England. 1850. Vol. 11. P. 313–379.
2. Nernst W. Über gegenseitige Beeinflussung der Löslichkeit von Salzen // Zeitschrift für Physikalische Chemie. 1889. Bd. 4U, № 1. S. 372–383. DOI: 10.1515/zpch-1889-0423.
3. Ostwald W. Über die vermeintliche Isomerie des roten und gelben Quecksilberoxyds und die Oberflächenspannung fester Körper // Zeitschrift für Physikalische Chemie. 1900. Bd. 34U, № 1. S. 495–503. DOI: 10.1515/zpch-1900-3431.
4. Mohr F. Neue maassanalytische Bestimmung des Chlors in Verbindungen // Justus Liebigs Annalen der Chemie. 1856. Bd. 97, № 3. S. 335–338. DOI: 10.1002/jlac.18560970314.
5. Schwedt G. Anleitung zur qualitativen chemischen Analyse – ein Lehrbuch für die Praxis // Carl Remigius Fresenius: Klassische Texte der Wissenschaft. Berlin: Springer, 2021. S. 27–30. DOI: 10.1007/978-3-662-63372-4_5.
6. Usiglio J. Analyse de l’eau de la Méditerranée sur les côtes de France. Études sur la composition de l’eau de la Méditerranée et sur l’exploitation des sels qu’elle contient // Annales de Chimie et de Physique. 1849. Sér. 3, T. 27.
7. Varshneya A. K. Chemical strengthening of glass: lessons learned and yet to be learned // International Journal of Applied Glass Science. 2010. Vol. 1, № 2. P. 131–142. DOI: 10.1111/j.2041-1294.2010.00010.x.
8. ФИПИ. Кодификатор проверяемых требований к результатам освоения основной образовательной программы среднего общего образования и элементов содержания для проведения единого государственного экзамена по химии, 2027 г. М.: ФИПИ, 2026.