 |
Главная Случайная страница Контакты | Мы поможем в написании вашей работы! | |
Реакции ионного обмена (ионно-обменные реакции)
|
|
Реакции, протекающие в растворах электролитов и не сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов, называются реакциями ионного обмена.
Процессы в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ, т.е. су щность реакции ионного обмена заключается в связывании ионов.
Реакции ионного обмена протекают, если:
ü выпадает осадок;
ü выделяется газ;
ü образуется слабый (малодиссоциирующий) электролит;
ü образуется комплексный ион.
Причем, если и в правой, и в левой частях уравнения присутствуют слабые электролиты, то равновесие смещено в сторону образования менее диссоциирующего соединения.
2.1 Правила написания уравнений реакций ионного обмена
Для написания молекулярных и ионно-молекулярных уравнений можно пользоваться следующим алгоритмом.
1 При составлении формул продуктов реакции меняют местами положительные (стоящие на первом месте) или отрицательные ионы, не учитывая их количество в исходных соединениях:
Al(OH)3 + H2SO4 → AlSO4 + HOH,
а не
Al(OH)3 + H2SO4 → AlSO4 + H2(OH)3.
2 Уравнивают заряды «внутри полученных молекул», т. Е. составляют формулы по валентности. Чтобы это сделать, необходимо использовать таблицу растворимости. Не стоит забывать, что молекула в целом электронейтральна (сумма положительных зарядов внутри нее равна сумме отрицательных):
(эти заряды ставят карандашом или на черновике)
3+ 2– + –
Al(OH)3 + H2SO4 → AlSO4 + HOH.
Наименьшее общее кратное
Отсюда, разделив шесть на три и два соответственно, получаем
Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + HOH.
3 Проверяют, идет ли реакция, т. е. выполняется ли хотя бы одно из условий: выпадает осадок, образуются газ, слабый электролит, комплексный ион. Данная реакция протекает, поскольку одним из продуктов является вода – слабый электролит.
4 Проверяют, совпадает ли число одноименных ионов в левой и правой частях равенства (учитывая атомы, входящие в состав недиссоциированных молекул), т. е. расставляют коэффициенты (начинать обычно следует с самой «громоздкой» формулы):
2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6HOH.
5 Для записи ионно-молекулярного уравнения определяют силу каждого соединения как электролита. Следует помнить, что силу оснований определяют исходя из положения элемента в периодической системе Менделеева, сильные кислоты помнят, соли смотрят по таблице растворимости. Учитывают, что сильные электролиты записываются в виде ионов («раскладываются на ионы»), а слабые – в виде молекул (просто переписываются).
В нашем случае
2Al(OH)3 + 6H+ + 3SO42– → 2Al3+ + 3SO42– + 6HOH.
Гидроксид алюминия записывается в виде молекулы, поскольку является слабым электролитом (алюминий не относится к щелочным или щелочно-земельным металлам, поскольку расположен в третьей группе периодической системы Менделеева); серная кислота – в виде ионов, поскольку она относится к шести сильным кислотам, перечисленным ранее; сульфат алюминия – растворимая соль и поэтому записывается в виде ионов, поскольку является сильным электролитом; вода – слабый электролит.
6 Находят в левой и правой частях ионного уравнения подобные члены с одинаковыми знаками и исключают их из уравнения, а затем записывают полученное сокращенное ионное уравнение, которое выражает сущность реакции:
2Al(OH)3 + 6H+ + 3SO42– → 2Al3+ + 3SO42– + 6HOH;
2Al(OH)3 + 6H+ → 2Al3+ + 6HOH.
В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов, реакции обмена обратимы. Например,
NaNO3 + KCl NaCl + KNO3;
Na+ + NO3– + K+ + Cl– Na+ + Cl– + K+ + NO3–.
Как видно из приведенного уравнения, вещества присутствуют в растворе в виде свободных ионов. В этом случае при составлении молекулярного уравнения записывают следующее:
NaNO3 + KCl →.
2.2 Примеры записи реакций ионного обмена
Пример 1– В результате реакции образуется нерастворимое вещество
Молекулярное уравнение реакции взаимодействия растворимой соли со щелочью
CuCl2 + 2KOH → 2KCl + Cu(OH)2↓.
Полное ионное уравнение реакции
Cu2+ + 2Cl– + 2K+ + 2OH– → 2K+ + 2Cl– + Cu(OH)2↓.
Сокращенное ионное уравнение реакции
Cu2+ + 2OH– → Cu(OH)2↓.
Уравнения реакции взаимодействия двух растворимых солей
Al2(SO4)3 + 3BaCl2 → 3BaSO4↓ + 2AlCl3;
2Al3+ + 3SO42– + 3Ba2+ + 6Cl– → 3BaSO4↓ + 2Al3+ + 6Cl–;
Ba2+ + SO42– → BaSO4↓.
Пример 2 – В результате реакции выделяется газообразное вещество
Уравнения реакции взаимодействия растворимой соли (сульфида) с кислотой
K2S + 2HCl → 2KCl + H2S ↑;
2K+ + S2– + 2H+ + 2Cl– → 2K+ + 2Cl– + H2S ↑;
S2– + 2H+ → H2S ↑.
Уравнения реакции взаимодействия нерастворимой соли (карбоната) с кислотой
H2O
ВаCO3 + 2HNO3 → Ва(NO3)2 + H2CO3
CO2 ↑;
ВаCO3 + 2H+ + 2NO3– → Вa2+ + 2NO3– + H2O + CO2 ↑;
ВаCO3 + 2H+ → Вa2+ + H2O + CO2 ↑.
О протекании данной реакции до конца свидетельствуют два признака: выделение воды и газа – оксида углерода(IV).
Пример 3 – В результате реакции образуется малодиссоциированное вещество
Уравнения реакции взаимодействия щелочи с кислотой
Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O;
Ca2+ + 2OH– + 2H+ + 2NO3– → Ca2+ + 2NO3– + 2H2O;
H+ + OH– → H2O.
Пример 4 – В результате реакции образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы)
Уравнения реакции взаимодействия медного купороса с аммиаком
CuSO4∙5H2O + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O;
Cu2+ + SO42– + 5H2O + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + SO42– + 5H2O;
Cu2+ + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+.
Два основания способны взаимодействовать друг с другом только в том случае, если одно из них проявляет амфотерные свойства, например, Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и т. д. В этом случае образуются комплексные соединения. Формулы соответствующих комплексных ионов:
[Zn(OH)4]2–, [Be(OH)4]2–, [Pb(OH)4]2–, [Al(OH)4]–, [Cr(OH)6]3–.
При составлении формул комплексных соединений следует дописать положительные ионы перед комплексным ионом и записать формулу согласно валентности.
Уравнения реакции взаимодействия гидроксида цинка с водной щелочью
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4];
Полное ионное уравнение реакции:
Zn(OH)2 + 2Na+ + 2OH– → 2Na+ + [Zn(OH)4]–;
Zn(OH)2 + 2OH– → [Zn(OH)4]–.
Пример 5 – Реакции с участием кислой или основной солей
Следует помнить, что кислые соли проявляют как свойства солей, так и свойства кислот, а основные – свойства солей и оснований.
Реакция взаимодействия между гидросульфидом калия и гидроксидом калия протекает в прямом направлении, поскольку в этой реакции образуется слабый электролит – вода:
K H S+ K OH → K2S + HOH;
K+ + HS– + K+ + OH– → 2K+ + S2– + HOH;
HS– + OH– → S2– + HOH.
Кислые соли хорошо диссоциируют на катионы металла и анионы кислой соли, поскольку являются сильными электролитами при диссоциации по первой стадии.
Реакция взаимодействия между гидросульфидом калия и соляной кислотой протекает в прямом направлении, поскольку в этой реакции образуется слабый электролит – сероводородная кислота:
K HS + H Cl → KCl + H2S↑;
K+ + HS– + H+ + Cl– → K+ + Cl– + H2S↑;
H+ + HS–→H2S↑.
Реакция взаимодействия между хлоридом гидроксомеди и гидроксидом протекает в прямом направлении, поскольку в этой реакции образуется слабый электролит – гидроксид меди:
CuOH Cl + K OH → Cu(OH)2↓ + KCl;
CuOH+ + Cl– + K+ + OH– → Cu(OH)2↓ + K+ + Cl–;
CuOH+ + OH– → Cu(OH)2↓.
Основные соли хорошо диссоциируют на гидроксокатионы металла и анионы кислотного остатка, поскольку являются сильными электролитами при диссоциации по первой стадии.
Реакция взаимодействия между хлоридом гидроксомеди и соляной кислотой протекает в прямом направлении, поскольку в этой реакции образуется слабый электролит – вода:
CuOHCl + HCl → CuCl2 + HOH;
CuOH+ + Cl– + H+ + Cl– → Cu2+ + 2Cl– + HOH;
CuOH+ + H+ → Cu2+ + HOH.
2.3 Составление полных ионно-молекулярных и молекулярных уравнений реакций по сокращенным ионно-молекулярным.
Поскольку сокращенное ионно-молекулярное уравнение характеризует суть протекающей в растворе реакции, то для одного такого уравнения можно записать большое количество молекулярных уравнений. При выполнении данного задания необходимо к ионам добавлять ионы противоположного знака, но с таким расчетом, чтобы получить сильный электролит.
Например, реакция выражается молекулярным уравнением
Fe2+ + S2– → FeS.
К ионам железа можно добавить отрицательные ионы, образующие с ним сильный электролит (растворимую соль) – Сl–, Br–, NO3–, SO42– и т. д. Использовать такие ионы, как, например, ОН– или СО32–, нельзя, т. к. при этом получается слабый электролит Fe(ОН)2 или FeСО3, который следует записывать в виде молекулы, а нам нужны ионы.
К ионам серы необходимо прибавить положительные ионы, дающие сильный электролит (растворимую соль) – К+, Na+, NH4+, Ba2+. Использовать ионы Н+ не следует, поскольку при этом образуется слабая кислота – Н2S, которую нужно записывать в виде молекулы, а не ионов (самая распространенная ошибка, поскольку данная кислота является растворимой, что не делает ее сильным электролитом).
После подборов необходимых ионов следует составить формулы соединений согласно валентности. Затем записывают продукты реакции так же, как и при составлении молекулярного уравнения.
Таким образом для данного ионного уравнения можно записать несколько молекулярных:
FeCl2 + K2S → FeS + 2KCl;
FeBr2 + Na2S → FeS + 2NaBr;
FeSO4 + BaS → FeS + BaSO4↓.
После составления молекулярных уравнений необходимо проверить себя и составить полные ионно-молекулярные уравнения:
Fe2+ + 2Cl– + 2K+ + S2– → FeS + 2K+ + 2Cl–;
Fe2+ + 2Br– + 2Na+ + S2– → FeS + 2Na+ + 2Br–;
Fe2+ + SO42– + Ba2+ + S2– → FeS + BaSO4↓.
Как видно, первые два уравнения соответствуют данному ионному, а последнее – нет, поскольку здесь вместе с нерастворимым сульфидом железа образуется также нерастворимый сульфат бария.
Составим молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
Zn2+ + H2S → ZnS + 2H+;
HCO3– + H+ → H2O + CO2;
Ag+ + Cl– → AgCl.
В данных ионно-молекулярных уравнениях присутствуют свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений необходимо использовать таблицу растворимости (таблица растворимости).
Соответствующие молекулярные уравнения будут иметь вид:
ZnCl2 + H2S → ZnS + 2HCl;
KHCO3 + HBr → KBr + H2O + CO2;
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3.
1.2.4 Примеры выполнения тестовых заданий.
Дата публикования: 2015-10-09; Прочитано: 8047 | Нарушение авторского права страницы | Мы поможем в написании вашей работы!
