Реакции ионного обмена ‑ это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.
Правила составления ионных уравнений реакций
1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) записывают в молекулярной форме.
2. В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.
3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
4. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.
Порядок составления ионных уравнений реакции
1. Записывают молекулярное уравнение реакции
MgCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl + Mg(NO 3) 2
2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости (в данном случае нерастворимое вещество –хлорид серебра.
3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции:
MgCl 2 = Mg 2+ + 2Cl -
AgNO 3 = Ag + + NO 3 -
Mg(NO 3) 2 = Mg 2+ + 2NO 3 -
4. Записывают полное ионное уравнение реакции
Mg 2+ + 2Cl - + 2Ag + + 2NO 3 - = 2AgCl↓ + Mg 2+ + 2NO 3 -
5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:
Cl - + 2Ag + = 2AgCl↓
Условия необратимости реакций ионного обмена
1. Если образуется осадок
Pb(NO 3) 2 + 2KI= PbI 2 ↓ + 2KNO 3
Pb 2+ + 2I - = PbI 2 ↓
2. Если выделяется газ
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2
CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2
3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H 2 O)
Ca(OH) 2 + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2H 2 O
H + + OH - =H 2 O
4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы)
CuSO 4 5H 2 O + 4NH 3 = SO 4 + 5H 2 O
Cu 2+ + 4NH 3 = 2+
В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений или комплексных ионов реакции обмена обратимы.
Гидролиз солей
Гидролиз ‑ это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора. Большинство реакций гидролиза обратимы:
Pb(NO 3) 2 + H 2 O↔Pb(OH)(NO 3) + HNO 3 ,
Na 2 HPO 4 + H 2 O↔NaH 2 PO 4 + NaOH.
Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:
Al 2 S 3 + 6H 2 O↔2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.
Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.
Способность солей подвергаться гидролизу зависит от как от свойств ионов, образующих соль, так и от внешних факторов.
Все соли по способности к гидролизу можно разделить на 4 типа
I . Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiBr, K 2 SO 4 , NaClO 4 , BaCl 2 , Ca(NO 3) 2) гидролизу не подвергаются, так как ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (pH = 7). Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли (CaCO 3 , Mg 3 (PO 4) 2) из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах этих солей.
II . Соли слабого основания и сильной кислоты гидролизуются по катиону:
NH 4 Cl + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCl.
В ионной форме:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + .
Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом протекает ступенчато, через стадии образования основных солей:
1 ступень:
Al(NO 3) 3 + H 2 O ↔ Al(OH)(NO 3) 2 + HNO 3
Al 3+ + H 2 O ↔ 2+ + H + .
2 ступень:
Al(OH)(NO 3) 2 + H 2 O ↔ Al(OH) 2 (NO 3) + HNO 3
2+ + H 2 O ↔ + + H +
3 ступень:
Al(OH) 2 (NO 3) + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + HNO 3
H 2 O ↔Al(OH) 3 + H + .
Гидролиз протекает достаточно сильно по первой ступени, слабо ‑ по второй ступени и совсем слабо ‑ по третьей ступени (ввиду накопления ионов водорода, процесс смещается в сторону исходных веществ). Более полному гидролизу способствует разбавление раствора и повышение температуры. (В этом случае можно учитывать гидролиз и по третьей ступени.) При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7.
III . Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой гидролизуются по аниону:
CH 3 COOK + H 2 O↔CH 3 COOH + KOH
В ионной форме:
CH 3 COO - + H 2 O↔CH 3 COOH +OH -
Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием кислых солей):
1 ступень:
K 2 CO 3 + H 2 O ↔ KHCO 3 + KOH
CO 2- 3 + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
2 ступень:
KHCO 3 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + KOH
HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -
Первая ступень гидролиза протекает в значительной степени, а вторая ‑ слабо, о чём свидетельствует pH раствора карбоната и гидрокарбоната калия. Лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз по второй ступени. Поскольку при взаимодействии с водой анионов слабых кислот образуются ионы OH - , водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7).
IV Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону:
CH 3 COONH 4 + H 2 O CH 3 COOH + NH 4 OH
или в ионной форме:
CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 OCH 3 COOH + NH 4 OH.
Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его образуются и слабое основание, и слабая кислота. Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, то есть от их констант диссоциации (K дис). Если K (основания) > K (кислоты) , то pH > 7; если K (основания) < K (кислоты) , то pH < 7.
В случае гидролиза CH 3 COONH 4: K (NH 4 OH) =6,3 10 -5 ; K (CH 3 COOH) =1,8 10 -5 , поэтому реакция водного раствора этой соли будет слабощелочной (pH=7–8). Если основание и кислота, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то в этом случае гидролиз соли протекает необратимо:
Al 2 S 3 + 6H 2 O→ 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.
Поэтому сульфид алюминия не может существовать в водных растворах, может быть получен только «сухим способом», например, из элементов при высокой температуре:
2Al + 3S Al 2 S 3 .
Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом
К числу таких реакций относятся взаимодействия солей двухвалентных катионов (кроме Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+) с водными растворами карбонатов натрия или калия, сопровождающиеся образованием осадков менее растворимых основных карбонатов
2Cu(NO 3) 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → Cu 2 (OH) 2 CO 3 ↓ + 4NaNO 3 + CO 2
Реакции взаимодействия солей Al 3+ , Cr 3+ и Fe 3+ с водными растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов:
2AlCl + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O →2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaCl
Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 3Na 2 SO 4
Количественные характеристики реакции гидролиза
Как и процесс диссоциации, гидролиз можно охарактеризовать степенью гидролиза и константой гидролиза.
Степень гидролиза (a гидр.) ‑ отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах или долях):
a гидр. = ([C] гидр. / [C] раств.) 100%
Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание) (в определённых равных условиях).
Рассмотрим соль гипохлорит натрия, образованную сильным основанием и слабой кислотой:
NaClO + H 2 O ↔NaOH +HClO.
В ионной форме уравнение запишем:
СlO - + H 2 O ↔ OH - +HClO.
Константа равновесия данной обратимой реакции равна:
Вода ‑ очень слабый электролит, её равновесную концентрацию можно считать константой. В результате перемножения двух констант получается новая константа ‑ константа гидролиза соли.
K p =K Г,
Применив выражение константы диссоциации воды:
К Н 2 О = и = К w ,
тогда = К W /
Константы диссоциации HClO равна:
Запишем выражение для константы гидролиза:
В общем случае при гидролизе по аниону:
где K a ‑ константа диссоциации кислоты
При гидролизе по катиону:
где K b ‑ константа диссоциации основания.
При гидролизе и по катиону, и по аниону:
Степень и константа гидролиза связаны между собой соотношением.
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.
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↓
Ионные реакции - реакции между ионами в растворе. Например, реакцию
AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl
можно представить в ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимые соединения) например AgCl нерастворим в воде и на ионы не расписывается:
Ag+ + NO3− + Na+ + Cl− = AgCl + Na+ + NO3−
Одинаковые ионы сокращаются, и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag+ и ионами Cl−, то выражение
Ag+ + Cl− = AgCl
и есть ионное уравнение рассматриваемой реакции. Оно проще молекулярного и в то же время отражает сущность происходящей реакции.
Водные растворы солей, кислот и оснований обладают особенностью - они проводят электрический ток. При этом большинство твёрдых солей и оснований в безводном состоянии, а также безводные кислоты обладают очень слабой электрической проводимостью: плохо проводит электрический ток и вода. Очевидно, что при образовании растворов подобные вещества претерпевают какие-то изменения, обуславливающие возникновение высокой электрической проводимости. Эти изменения заключаются в диссоциации соответствующих веществ на ионы, которые и служат переносчиками электрического тока.
Вещества проводящие электрический ток своими ионами, называются электролитами. При растворении в воде и в ряде неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кислоты и основания. Электролитами являются также многие расплавленные соли, оксиды и гидроксиды, некоторые соли и оксиды в твёрдом состоянии.
Электролитическая диссоциация воды. Ионное Произведение воды (Kw). Водородный показатель рН как менра кислотности и щелочности среды. Методы определения реакции среды. Понятие об индикаторах. Окраска индикаторов в различных средах.
Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток . Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы):
H2O ↔ H+ + OH-
Гидролиз солей. Соли гидролизующиеся по аниону, катиону, по аниону и катиону, негидролизующиеся соли. Степень и константа гидролиза. Влияние внешних факторов на степень полноты гидролиза. Буферные системы.
Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.
Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая).
Гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и гидроксид-ионов (среда раствора щелочная).
При совместном гидролизе степень его протекания будет значительно выше, и, в отдельных случаях, это может привести к полному гидролизу.
Константа гидролиза - константа равновесия гидролитической реакции.
Бу́ферные систе́мы - физиологические системы и механизмы, обеспечивающие кислотно-основное равновесие в системе.
Электрохимические системы. Металлическая связь. Общие свойства металлов. Механизм возникновения электродных процессов потенциалов. Стандартный потенциал. Уравнение Нернста. Ряд напряжений металлов и выводы из него.
Электрохимические процессы – это процессы прямого превращения химической энергии в электрическую и обратно.
Металлическая связь - химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов.
Все металлы имеют хорошую тепло- и электропроводность, ковкость, металлический блеск. Всё это связано со строением и природной кристаллической решётки металлов, в узлах которой находится (+q) или атомы металла, а между узлами (-q) электроны. Химическая связь в металлах называется металлической.
Металлы хорошие восстановители, т.е. способны отдавать свое электроны и образовывать +q ионы. Основной характеристикой восстановительной способности металлов является электродный потенциал .
Уравнение Нернста связывает электродный потенциал рассчитанный в стандартных условиях и значения электродного потенциала в условии где есть отклонения.
Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu, Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H2, W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au
Элементы расположены в порядке возрастания стандартного электродного потенциала.
| | | | 5 | | | |
Реакции ионного обмена — реакции в водных растворах между электролитами, протекающие без изменений степеней окисления образующих их элементов
Необходимым условием протекания реакции между электролитами (солями, кислотами и основаниями) является образование малодиссоциирующего вещества (вода, слабая кислота, гидроксид аммония), осадка или газа.
Расcмотрим реакцию, в результате которой образуется вода. К таким реакциям относятся все реакции между любой кислотой и любым основанием. Например, взаимодействие азотной кислоты с гидроксидом калия:
HNO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O (1)
Исходные вещества, т.е. азотная кислота и гидроксид калия, а также один из продуктов, а именно нитрат калия, являются сильными электролитами, т.е. в водном растворе они существуют практически только в виде ионов. Образовавшаяся вода относится к слабым электролитам, т.е. практически не распадается на ионы. Таким образом, более точно переписать уравнение выше можно, указав реальное состояние веществ в водном растворе, т.е. в виде ионов:
H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O (2)
Как можно заметить из уравнения (2), что до реакции, что после в растворе находятся ионы NO 3 − и K + . Другими словами, по сути, нитрат-ионы и ионы калия никак не участвовали в реакции. Реакция произошла только благодаря объединению частиц H + и OH − в молекулы воды. Таким образом, произведя алгебраически сокращение одинаковых ионов в уравнении (2):
H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O
мы получим:
H + + OH ‑ = H 2 O (3)
Уравнения вида (3) называют сокращенными ионными уравнениями , вида (2) — полными ионными уравнениями , а вида (1) — молекулярными уравнениями реакций .
Фактически ионное уравнение реакции максимально отражает ее суть, именно то, благодаря чему становится возможным ее протекание. Следует отметить, что одному сокращенному ионному уравнению могут соответствовать множество различных реакций. Действительно, если взять, к примеру, не азотную кислоту, а соляную, а вместо гидроксида калия использовать, скажем, гидроксид бария, мы имеем следующее молекулярное уравнение реакции:
2HCl+ Ba(OH) 2 = BaCl 2 + 2H 2 O
Соляная кислота, гидроксид бария и хлорид бария являются сильными электролитами, то есть существуют в растворе преимущественно в виде ионов. Вода, как уже обсуждалось выше, – слабый электролит, то есть существует в растворе практически только в виде молекул. Таким образом, полное ионное уравнение данной реакции будет выглядеть следующим образом:
2H + + 2Cl − + Ba 2+ + 2OH − = Ba 2+ + 2Cl − + 2H 2 O
Сократим одинаковые ионы слева и справа и получим:
2H + + 2OH − = 2H 2 O
Разделив и левую и правую часть на 2, получим:
H + + OH − = H 2 O,
Полученное сокращенное ионное уравнение полностью совпадает с сокращенными ионным уравнением взаимодействия азотной кислоты и гидроксида калия.
При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только формулы:
1) сильных кислот (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4) (список сильных кислот надо выучить!)
2) сильных оснований (гидроксиды щелочных (ЩМ) и щелочно-земельных металлов(ЩЗМ))
3) растворимых солей
В молекулярном виде записывают формулы:
1) Воды H 2 O
2) Слабых кислот (H 2 S, H 2 CO 3 , HF, HCN, CH 3 COOH (и др. практически все органические))
3) Слабых оcнований (NH 4 OH и практически все гидроксиды металлов кроме ЩМ и ЩЗМ
4) Малорастворимых солей (↓) («М» или «Н» в таблице растворимости).
5) Оксидов (и др. веществ, не являющихся электролитами)
Попробуем записать уравнение между гидроксидом железа (III) и серной кислотой. В молекулярном виде уравнение их взаимодействия записывается следующим образом:
2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Гидроксиду железа (III) соответствует в таблице растворимости обозначение «Н», что говорит нам о его нерастворимости, т.е. в ионном уравнении его надо записывать целиком, т.е. как Fe(OH) 3 . Серная кислота растворима и относится к сильным электролитам, то есть существует в растворе преимущественно в продиссоциированном состоянии. Сульфат железа (III), как и практически все другие соли, относится к сильным электролитам, и, поскольку он растворим в воде, в ионном уравнении его нужно писать в виде ионов. Учитывая все вышесказанное, получаем полное ионное уравнение следующего вида:
2Fe(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Fe 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O
Сократив сульфат-ионы слева и справа, получаем:
2Fe(OH) 3 + 6H + = 2Fe 3+ + 6H 2 O
разделив обе части уравнения на 2 получаем сокращенное ионное уравнение:
Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O
Теперь давайте рассмотрим реакцию ионного обмена, в результате которой образуется осадок. Например, взаимодействие двух растворимых солей:
Все три соли – карбонат натрия, хлорид кальция, хлорид натрия и карбонат кальция (да-да, и он тоже) – относятся к сильным электролитам и все, кроме карбоната кальция, растворимы в воде, т.е. есть участвуют в данной реакции в виде ионов:
2Na + + CO 3 2- + Ca 2+ + 2Cl − = CaCO 3 ↓+ 2Na + + 2Cl −
Сократив одинаковые ионы слева и справа в данном уравнении, получим сокращенное ионное:
CO 3 2- + Ca 2+ = CaCO 3 ↓
Последнее уравнение отображает причину взаимодействия растворов карбоната натрия и хлорида кальция. Ионы кальция и карбонат-ионы объединяются в нейтральные молекулы карбоната кальция, которые, соединяясь друг с другом, порождают мелкие кристаллы осадка CaCO 3 ионного строения.
|
Примечание важное для сдачи ЕГЭ по химии Чтобы реакция соли1 с солью2 протекала, помимо базовых требований к протеканиям ионных реакций (газ, осадок или вода в продуктах реакции), на такие реакции накладывается еще одно требование – исходные соли должны быть растворимы. То есть, например, CuS + Fe(NO 3) 2 ≠ FeS + Cu(NO 3) 2 реакция не идет, хотя FeS – потенциально мог бы дать осадок, т.к. нерастворим. Причина того что реакция не идет – нерастворимость одной из исходных солей (CuS). А вот, например, Na 2 CO 3 + CaCl 2 = CaCO 3 ↓+ 2NaCl протекает, так как карбонат кальция нерастворим и исходные соли растворимы. То же самое касается взаимодействия солей с основаниями. Помимо базовых требований к протеканию реакций ионного обмена, для того чтобы соль с основанием реагировали необходима растворимость их обоих. Таким образом: Cu(OH) 2 + Na 2 S – не протекает, т.к. Cu(OH) 2 нерастворим, хотя потенциальный продукт CuS был бы осадком. А вот реакция между NaOH и Cu(NO 3) 2 протекает, так оба исходных вещества растворимы и дают осадок Cu(OH) 2: 2NaOH + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaNO 3 Внимание! Ни в коем случае не распространяйте требование растворимости исходных веществ дальше реакций соль1+ соль2 и соль + основание. Например, с кислотами выполнение этого требования не обязательно. В частности, все растворимые кислоты прекрасно реагируют со всеми карбонатами, в том числе нерастворимыми. Другими словами: 1)Соль1+ соль2 — реакция идет если исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок 2) Соль + гидроксид металла – реакция идет, если в исходные вещества растворимы и в продуктах есть садок или гидроксид аммония. |
Рассмотрим третье условие протекания реакций ионного обмена – образование газа. Строго говоря, только в результате ионного обмена образование газа возможно лишь в редких случаях, например, при образовании газообразного сероводорода:
K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S
В большинстве же остальных случаев газ образуется в результате разложения одного из продуктов реакции ионного обмена. Например, нужно точно знать в рамках ЕГЭ, что с образованием газа в виду неустойчивости разлагаются такие продукты, как H 2 CO 3 , NH 4 OH и H 2 SO 3:
H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2
NH 4 OH = H 2 O + NH 3
H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2
Другими словами, если в результате ионного обмена образуются угольная кислота, гидроксид аммония или сернистая кислота, реакция ионного обмена протекает благодаря образованию газообразного продукта:
Запишем ионные уравнения для всех указанных выше реакций, приводящих к образованию газов. 1) Для реакции:
K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S
В ионном виде будут записываться сульфид калия и бромид калия, т.к. являются растворимыми солями, а также бромоводородная кислота, т.к. относится к сильным кислотам. Сероводород же, являясь малорастворимым и плохо диссоциирцющим на ионы газом, запишется в молекулярном виде:
2K + + S 2- + 2H + + 2Br — = 2K + + 2Br — + H 2 S
Сократив одинаковые ионы получаем:
S 2- + 2H + = H 2 S
2) Для уравнения:
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2
В ионном виде запишутся Na 2 CO 3 , Na 2 SO 4 как хорошо растворимые соли и H 2 SO 4 как сильная кислота. Вода является малодиссоциирующим веществом, а CO 2 и вовсе неэлектролит, поэтому их формулы будут записываться в молекулярном виде:
2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2 + H 2 O + CO 2
CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2
3) для уравнения:
NH 4 NO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O + NH 3
Молекулы воды и аммиака запишутся целиком, а NH 4 NO 3 , KNO 3 и KOH запишутся в ионном виде, т.к. все нитраты являются хорошо растворимыми солями, а KOH является гидроксидом щелочного металла, т.е. сильным основанием:
NH 4 + + NO 3 − + K + + OH − = K + + NO 3 − + H 2 O + NH 3
NH 4 + + OH − = H 2 O + NH 3
Для уравнения:
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + SO 2
Полное и сокращенное уравнение будут иметь вид:
2Na + + SO 3 2- + 2H + + 2Cl − = 2Na + + 2Cl − + H 2 O + SO 2