Полное ионно молекулярное уравнение. Растворы электролитов
Тема: Химическая связь. Электролитическая диссоциация
Урок: Составление уравнений реакций ионного обмена
Составим уравнение реакции между гидроксидом железа (III) и азотной кислотой.
Fe(OH) 3 + 3HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
(Гидроксид железа (III) является нерастворимым снованием, поэтому не подвергается . Вода - малодиссоциируемое вещество, на ионы в растворе практически недиссоциировано.)
Fe(OH) 3 + 3H + + 3NO 3 - = Fe 3+ + 3NO 3 - + 3H 2 O
Зачеркнем одинаковое количество нитрат-анионов слева и справа, запишем сокращенное ионное уравнение:
Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O
Данная реакция протекает до конца, т.к. образуется малодиссоциируемое вещество - вода.
Составим уравнение реакции между карбонатом натрия и нитратом магния.
Na 2 CO 3 + Mg(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + MgCO 3 ↓
Запишем данное уравнение в ионной форме:
(Карбонат магния является нерастворимым в воде веществом, следовательно, на ионы не распадается.)
2Na + + CO 3 2- + Mg 2+ + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + MgCO 3 ↓
Зачеркнем одинаковое количество нитрат-анионов и катионов натрия слева и справа, запишем сокращенное ионное уравнение:
CO 3 2- + Mg 2+ = MgCO 3 ↓
Данная реакция протекает до конца, т.к. образуется осадок - карбонат магния.
Составим уравнение реакции между карбонатом натрия и азотной кислотой.
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O
(Углекислый газ и вода - продукты разложения образующейся слабой угольной кислоты.)
2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + CO 2 + H 2 O
CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O
Данная реакция протекает до конца, т.к. в результате нее выделяется газ и образуется вода.
Составим два молекулярных уравнения реакций, которым соответствует следующее сокращенное ионное уравнение: Ca 2+ + CO 3 2- = CaCO 3 .
Сокращенное ионное уравнение показывает сущность реакции ионного обмена. В данном случае можно сказать, что для получения карбоната кальция необходимо, чтобы в состав первого вещества входили катионы кальция, а в состав второго - карбонат-анионы. Составим молекулярные уравнения реакций, удовлетворяющих этому условию:
CaCl 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2KCl
Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2NaNO 3
1. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрель, 2007. (§17)
2. Оржековский П.А. Химия: 9-ый класс: учеб для общеобр. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013. (§9)
3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009.
4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008.
5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003.
Дополнительные веб-ресурсы
1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме): ().
2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь»: ().
Домашнее задание
1. Отметьте в таблице знаком «плюс» пары веществ, между которыми возможны реакции ионного обмена, идущие до конца. Составьте уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде.
Реагирующие вещества |
K 2 CO 3 |
AgNO 3 |
FeCl 3 |
HNO 3 |
|
CuCl 2 |
|||||
2. с. 67 №№ 10,13из учебника П.А. Оржековского «Химия: 9-ый класс» / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013.
Инструкция
Рассмотрите пример образования труднорастворимого соединения.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl
Или вариант в ионном виде:
2Na+ +SO42- +Ba2++ 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-
При решении ионных уравнений, необходимо соблюдать следующие правила:
Одинаковые ионы из обеих его частей исключаются;
Следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения.
Написать ионные уравнения взаимодействия между водными растворами следующих веществ: a) HCl и NaOH; б) AgNO3 и NaCl; в) К2СO3 и H2SO4; г) СН3СOOH и NaOH.
Решение. Запишите уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:
а) HCl + NaOH = NaCl + H2O
б) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
в) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O
г) СН3СOOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Отметьте, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием либо слабых (Н2О), либо труднорастворимого вещества (AgCl), либо газа (СO2).
Исключив одинаковые ионы из левых и правых частей равенства (в случае варианта а) – ионы и , в случае б) – ионы натрия и -ионы, в случае в) – ионы калия и сульфат-ионы), г) – ионы натрия, получите решение этих ионных уравнений:
а) H+ + OH- = H2O
б) Ag+ + Cl- = AgCl
в) CO32- + 2H+ = CO2 + H2O
г) СН3СOOH + OH- = CH3COO- + H2O
Довольно часто в самостоятельных и контрольных работах встречаются задания, предполагающие решение уравнений реакций. Однако без некоторых знаний, навыков и умений даже самые простые химические уравнения не написать.
Инструкция
Прежде всего нужно изучить основные органических и неорганических соединений. На крайний случай можно иметь перед собой подходящую шпаргалку, которая сможет помочь во время выполнения задания. После тренировки все равно в памяти отложатся необходимые знания и умения.
Базовым является материал, охватывающий , а также способы получения каждого соединений. Обычно они представлены в виде общих схем, например: 1. + основание = соль + вода
2. кислотный оксид + основание = соль + вода
3. основный оксид + кислота = соль + вода
4. металл + (разб) кислота = соль + водород
5. растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + растворимая соль
6. растворимая соль + = нерастворимое основание + растворимая соль
Имея перед глазами таблицу растворимости солей, и , а также схемы-шпаргалки, можно по ним решать уравнения
реакций. Важно только иметь полный перечень таких схем, а также сведения о формулах и названиях различных классов органических и неорганических соединений.
После того, как удастся само уравнение, необходимо проверить правильность написания химических формул. Кислоты, соли и основания легко проверяются по таблице растворимости, в которой указаны заряды ионов кислотных остатков и металлов. Важно помнить, что любая должна быть в целом электронейтральна, то есть, количество положительных зарядов должно совпадать с количеством отрицательных. Обязательно при этом учитываются индексы, которые перемножаются на соответствующие заряды.
Если и этот этап пройден и имеется уверенность в правильности написания уравнения
химической реакции
, то можно теперь смело расставлять коэффициенты. Химическое уравнение представляет собой условную запись реакции
с помощью химических символов, индексов и коэффициентов. На этом этапе выполнения задания обязательно нужно придерживаться правил: Коэффициент ставится перед химической формулой и относится ко всем элементам, входящим в состав вещества.
Индекс ставится после химического элемента немного внизу, и относится только к стоящему слева от него химическому элементу.
Если группа (например, кислотный остаток или гидроксильная группа) стоит в скобках, то нужно усвоить, что два, рядом стоящих индекса (перед скобкой и после нее) перемножаются.
При подсчете атомов химического элемента коэффициент умножается (не складывается!) на индекс.
Далее подсчитывается количество каждого химического элемента таким образом, чтобы суммарное число элементов, входящих в состав исходных веществ совпадало с числом атомов, входящих в состав соединений, образовавшихся продуктов реакции . Путем анализа и применения, вышеизложенных, правил можно научиться решать уравнения реакций, входящих в состав цепочек веществ.
Большинство химических реакций протекает в растворах. Растворы электролитов содержат ионы, поэтому реакции и растворах электролитов фактически сводятся к реакциям между ионами.
Реакции между ионами называют ионными реакциями, а уравнения таких реакций - ионными уравнениями.
При составлении ионных уравнении следует руководствоваться тем, что формулы веществ малодиссоциирующих, нерастворимых и газообразных записываются в молекулярном виде.
Белое вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз, а если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх.
Перепишем это уравнение, изобразив сильные электролиты в виде ионов, а уходящие из сферы реакции - в виде молекул:
Мы записали, таким образом, полное ионное уравнение реакции.
Если исключить из обеих частей равенства одинаковые ионы, то есть не участвующие в реакции в левой и правой часто уравнения), то получим сокращенное ионное уравнение реакции:
Таким образом, сокращенные ионные уравнения представляют собой уравнения в общем виде, которые характеризуют сущность химической реакции показывают, какие ионы реагируют и какое вещество образуется в результате.
Реакции ионного обмена протекают до конца в тех случаях, когда образуется или осадок, или малодиссоциирующее вещество, например вода. Беля к раствору гидроксида натрия, окрашенного фенолфталеином в малиновый цвет, прилить избыток раствора азотной кислоты, то раствор обесцветится, что послужит сигналом протекания химической реакции:
Оно показывает, что взаимодействие сильной кислоты и щелочи сводится к взаимодействию ионов Н+ и ионов ОН -, в результате которого образуется малодиссоцвирующее вещество - вода.
Указанная реакция взаимодействия сильной кислоты со щелочью называется реакцией нейтрализации. Это частный случай реакции обмена.
Подобная реакция обмена может протекать не только между кислотами и щелочами, но и между кислотами и нерастворимыми основаниями. Например, если получить голубой осадок нерастворимого гидроксида меди (II) взаимодействием сульфата меди II со щелочью:
а затем поделить полученный осадок на три части и прилить к осадку в первой пробирке раствор серной кислоты, к осадку во второй пробирке раствор соляной кислоты, а к осадку в третьей пробирке раствор азотной кислоты, то во всех трех пробирках осадок растворится. Это будет означать, что во всех случаях прошла химическая реакция, суть которой и отражена с помощью одного и того же ионного уравнения.
Чтобы в этом убедиться, запишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения приведенных реакций.
Рассмотрим ионные реакции, которые протекают с образованием газа. В две пробирки нальем по 2 мл растворов карбоната натрия и карбоната калия. Затем в первую прильем раствор соляной, а во вторую - азотной кислоты. В обоих случаях мы заметим характерное "вскипание" из-за выделяющегося углекислого газа. Запишем уравнения реакций для первого случая:
Реакции, протекающие в растворах электролитов, эапис каются с помощью ионных уравнений. Эти реакции называл реакциями ионного обмена, так как в растворах электролиты обмениваются своими ионами. Таким образом, можно сделать два вывода.
1. Реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами, а потому изображаются в виде ионных уравнений.
Они проще молекулярных и носят более общий характер.
2. Реакции ионного обмена в растворах электролитов практически необратимо протекают только в том случае, если в результате образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество.
7. Комплексные соединения
При растворении в воде не все вещества имеют способность проводить электрический ток. Те соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами . Электролиты проводят ток за счет так называемой ионной проводимости, которой обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания). Существуют вещества, имеющие сильнополярные связи, но в растворе при этом подвергаются неполной ионизации (например, хлорид ртути II) – это слабые электролиты. Многие органические соединения (углеводы, спирты), растворенные воде, не распадаются на ионы, а сохраняют свое молекулярное строение. Такие вещества электрический ток не проводят и называются неэлектролитами .
Приведем некоторые закономерности, руководствуясь которыми можно определить к сильным или слабым электролитам относится то или иное соединение:
- Кислоты . К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 . Почти все остальные кислоты – слабые электролиты.
- Основания . Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (исключая Be). Слабый электролит – NH 3 .
- Соли. Большинство распространенных солей – ионных соединений, — электролиты сильные. Исключения составляют, в основном, соли тяжелых металлов.
Теория электролитической диссоциации
Электролиты, как сильные, так и слабые и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и . Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С. Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.
Электролитическая диссоциация предполагает, что молекулы электролита в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы, которые названы соответственно катионами и анионами.
Теория выдвигает следующие постулаты:
- В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.
- Диссоциация — явление обратимое и равновесное.
- Молекулы растворителя бесконечно слабо взаимодействуют (т.е. растворы близки к идеальным).
Разные электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит не только от природы самого электролита, но природы растворителя, а также концентрации электролита и температуры.
Степень диссоциации α , показывает какое число молекул n распалось на ионы, по сравнению с общим числом растворенных молекул N :
α = n/ N
При отсутствии диссоциации α = 0, при полной диссоциации электролита α = 1.
С точки зрения степени диссоциации, по силе электролиты делятся на сильные (α > 0,7), средней силы (0,3 > α > 0,7), слабые (α < 0,3).
Более точно процесс диссоциации электролита характеризует константа диссоциации , не зависящая от концентрации раствора. Если представить процесс диссоциации электролита в общем виде:
A a B b ↔ aA — + bB +
K = a · b /
Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению α на общую концентрацию электролита С таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать:
K = α 2 C/(1-α)
Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда
K = α 2 C
Отсюда нетрудно найти степень диссоциации
Ионно–молекулярные уравнения
Рассмотрим пример нейтрализации сильной кислоты сильным основанием, например:
HCl + NaOH = NaCl + HOH
Процесс представлен в виде молекулярного уравнения . Известно, что как исходные вещества, так и продукты реакции в растворе полностью ионизированы. Поэтому представим процесс в виде полного ионного уравнения :
H + + Cl — +Na + + OH — = Na + + Cl — + HOH
После «сокращения» одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения получаем сокращенное ионное уравнение:
H + + OH — = HOH
Мы видим, что процесс нейтрализации сводится к соединению H + и OH — и образованию воды.
При составлении ионных уравнений следует помнить, что в ионном виде записываются только сильные электролиты. Слабые электролиты, твердые вещества и газы записываются в их молекулярном виде.
Процесс осаждения сводится к взаимодействию только Ag + и I — и образованию нерастворимого в воде AgI.
Чтобы узнать способно ли интересующее нас вещество растворяться в воде, необходимо воспользоваться таблицей нерастворимости.
Рассмотрим третий тип реакций, в результате которой образуется летучее соединение. Это реакции взаимодействия карбонатов, сульфитов или сульфидов с кислотами. Например,
При смешении некоторых растворов ионных соединений, взаимодействия между ними может и не происходить, например
Итак, подводя итог, отметим, что химические превращения наблюдаются в случаях, если соблюдается одно из следующих условий:
- Образование неэлектролита . В качестве неэлектролита может выступать вода.
- Образование осадка.
- Выделение газа.
- Образование слабого электролита, например уксусной кислоты.
- Перенос одного или нескольких электронов. Это реализуется в окислительно – восстановительных реакциях.
- Образование или разрыв одной или нескольких .
Так как электролиты в растворе находятся в виде ионов, то реакции между растворами солей, оснований и кислот – это реакции между ионами, т.е. ионные реакции. Некоторые из ионов, участвуя в реакции, приводят к образованию новых веществ (малодиссоциирующих веществ, осадков, газов, воды), а другие ионы, присутствуя в растворе, не дают новых веществ, но остаются в растворе. Для того, чтобы показать, взаимодействие каких ионов приводит к образованию новых веществ, составляют молекулярные, полные и краткие ионные уравнения.
В молекулярных уравнениях все вещества представлены в виде молекул. Полные ионные уравнения показывают весь перечень ионов имеющихся в растворе при данной реакции. Краткие ионные уравнения составлены лишь теми ионами, взаимодействие между которыми приводит к образованию новых веществ (малодиссоциирующих веществ, осадков, газов, воды).
При составлении ионных реакций следует помнить, что вещества малодиссоциированные (слабые электролиты), мало – и труднорастворимые (выпадающие в осадок – “Н ”, “М ”, см. приложение‚ таблица 4) и газообразные записываются в виде молекул. Сильные электролиты, диссоциированные практически полностью, – в виде ионов. Знак “↓”, стоящий после формулы вещества, указывает на то, что это вещество удаляется из сферы реакции в виде осадка, а знак “”, указывает на удаление вещества в виде газа.
Порядок составления ионных уравнений по известным молекулярным уравнениям рассмотрим на примере реакции между растворами Na 2 CO 3 и HCl.
1. Уравнение реакции записывается в молекулярной форме:
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 CO 3
2. Уравнение переписывается в ионной форме, при этом хорошо диссоциирующие вещества записываются в виде ионов, а вещества малодиссоциирующие (в том числе и вода), газы или труднорастворимые – в виде молекул. Коэффициент, стоящий перед формулой вещества в молекулярном уравнении одинаково относится к каждому из ионов, составляющих вещество, и поэтому он выносится в ионном уравнении перед ионом:
2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - <=> 2Na + + 2Cl - + CO 2 + H 2 O
3. Из обеих частей равенства исключаются (сокращаются) ионы, встречающиеся в левой и правой частях (подчеркнуты соответствующими черточками):
2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - <=> 2Na + + 2Cl - + CO 2 + H 2 O
4. Ионное уравнение записывается в его окончательном виде (краткое ионоое уравнение):
2H + + CO 3 2- <=> CO 2 + H 2 O
Если в ходе реакции образуются и/или малодиссоциированные, и/или труднорастворимые, и/или газообразные вещества, и/или вода, а в исходных веществах такие соединения отсутствуют‚ то реакция будет практически необратимой (→), и для неё можно составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение. Если такие вещества есть и в реагентах‚ и в продуктах, то реакция будет обратимой (<=>):
Молекулярное уравнение : СаСО 3 + 2HCl <=> CaCl 2 + H 2 O + CO 2
Полное ионное уравнение : СаСО 3 + 2H + + 2Cl – <=> Ca 2+ + 2Cl – + H 2 O + CO 2