Привести три реакции с образованием осадка газа. Реакции ионного обмена и условия их протекания

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. сущность 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 + H 2 SO 4 → AlSO 4 + HOH,

Al(OH) 3 + H 2 SO 4 → AlSO 4 + H 2 (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)

Al(OH) 3 + H 2 SO 4 → AlSO 4 + HOH.

Наименьшее общее кратное

Отсюда, разделив шесть на три и два соответственно, получаем

Al(OH) 3 + H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 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 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 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 + + 3SO 4 2 – → 2Al 3+ + 3SO 4 2 – + 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 + + 3SO 4 2 – → 2Al 3+ + 3SO 4 2 – + 6HOH;

2Al(OH) 3 + 6H + → 2Al 3+ + 6HOH.

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H 2 O) или комплексных ионов, реакции обмена обратимы. Например,

NaNO 3 + KCl NaCl + KNO 3 ;

Na + + NO 3 – + K + + Cl – Na + + Cl – + K + + NO 3 – .

Как видно из приведенного уравнения, вещества присутствуют в растворе в виде свободных ионов. В этом случае при составлении молекулярного уравнения записывают следующее:

NaNO 3 + KCl → .

2.2 Примеры записи реакций ионного обмена

Пример 1– В результате реакции образуется нерастворимое вещество

Молекулярное уравнение реакции взаимодействия растворимой соли со щелочью

CuCl 2 + 2KOH → 2KCl + Cu(OH) 2 ↓.

Полное ионное уравнение реакции

Cu 2+ + 2Cl – + 2K + + 2OH – → 2K + + 2Cl – + Cu(OH) 2 ↓.

Сокращенное ионное уравнение реакции

Cu 2+ + 2OH – → Cu(OH) 2 ↓.

Уравнения реакции взаимодействия двух растворимых солей

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 → 3BaSO 4 ↓ + 2AlCl 3 ;

2Al 3+ + 3SO 4 2 – + 3Ba 2+ + 6Cl – → 3BaSO 4 ↓ + 2Al 3+ + 6Cl – ;

Ba 2+ + SO 4 2 – → BaSO 4 ↓.

Пример 2 – В результате реакции выделяется газообразное вещество

Уравнения реакции взаимодействия растворимой соли (сульфида) с кислотой

K 2 S + 2HCl → 2KCl + H 2 S;

2K + + S 2– + 2H + + 2Cl – → 2K + + 2Cl – + H 2 S;

S 2– + 2H + → H 2 S.

Уравнения реакции взаимодействия нерастворимой соли (карбоната) с кислотой

ВаCO 3 + 2HNO 3 → Ва(NO 3) 2 + H 2 CO 3

ВаCO 3 + 2H + + 2NO 3 – → Вa 2+ + 2NO 3 – + H 2 O + CO 2 ;

ВаCO 3 + 2H + → Вa 2+ + H 2 O + CO 2 .

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 + 2HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2H 2 O;

Ca 2+ + 2OH – + 2H + + 2NO 3 – → Ca 2+ + 2NO 3 – + 2H 2 O;

H + + OH – → H 2 O.

Пример 4 – В результате реакции образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы)

Уравнения реакции взаимодействия медного купороса с аммиаком

CuSO 4 ∙5H 2 O + 4NH 3 → SO 4 + 5H 2 O;

Cu 2+ + SO 4 2– + 5H 2 O + 4NH 3 → 2+ + SO 4 2– + 5H 2 O;

Cu 2+ + 4NH 3 → 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:

2 – , 2 – , 2 – , – , 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 → Na 2 ;

Полное ионное уравнение реакции:

Zn(OH) 2 + 2Na + + 2OH – → 2Na + + – ;

Zn(OH) 2 + 2OH – → – .

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:

KH S+ KOH → K 2 S + HOH;

K + + HS – + K + + OH – → 2K + + S 2– + HOH;

HS – + OH – → S 2– + 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:

KHS + H Cl → KCl + H 2 S;

K + + HS – + H + + Cl – → K + + Cl – + H 2 S;

H + + HS – →H 2 S.

Реакция взаимодействия между хлоридом гидроксомеди и гидроксидом протекает в прямом направлении, поскольку в этой реакции образуется слабый электролит – гидроксид меди:

CuOH Cl + KOH → 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 → CuCl 2 + HOH;

CuOH + + Cl – + H + + Cl – → Cu 2+ + 2Cl – + HOH;

CuOH + + H + → Cu 2+ + 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

Fe 2+ + S 2– → FeS.

К ионам железа можно добавить отрицательные ионы, образующие с ним сильный электролит (растворимую соль) – Сl – , Br – , NO 3 – , SO 4 2– и т. д. Использовать такие ионы, как, например, ОН – или СО 3 2– , нельзя, т. к. при этом получается слабый электролит Fe(ОН) 2 или FeСО 3 , который следует записывать в виде молекулы, а нам нужны ионы.

К ионам серы необходимо прибавить положительные ионы, дающие сильный электролит (растворимую соль) – К + , Na + , NH 4 + , Ba 2+ . Использовать ионы Н + не следует, поскольку при этом образуется слабая кислота – Н 2 S, 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:

FeCl 2 + K 2 S → FeS + 2KCl;

FeBr 2 + Na 2 S → FeS + 2NaBr;

FeSO 4 + BaS → FeS + BaSO 4 ↓.

После составления молекулярных уравнений необходимо проверить себя и составить полные ионно-молекулярные уравнения:

Fe 2+ + 2Cl – + 2K + + S 2– → FeS + 2K + + 2Cl – ;

Fe 2+ + 2Br – + 2Na + + S 2– → FeS + 2Na + + 2Br – ;

Fe 2+ + SO 4 2– + Ba 2+ + S 2– → FeS + BaSO 4 ↓.

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:

Zn 2+ + H 2 S → ZnS + 2H + ;

HCO 3 – + H + → H 2 O + CO 2 ;

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.

В предложенном материале представлены методические разработки практических работ для 9-го класса: “Решение экспериментальных задач по теме “Азот и фосфор”, “Определение минеральных удобрений”, а также лабораторных опытов по теме “Реакции обмена между растворами электролитов”.

Реакции обмена между растворами электролитов

Методическая разработка состоит из трех частей: теория, практикум, контроль. В теоретической части приведены некоторые примеры молекулярных, полных и сокращенных ионных уравнений химических реакций, протекающих с образованием осадка, малодиссоциирующего вещества, выделением газа. В практической части даны задания и рекомендации для учащихся по выполнению лабораторных опытов. Контроль состоит из тестовых заданий с выбором правильного ответа.

Теория

1. Реакции, идущие с образованием осадка.

а) При взаимодействии сульфата меди(II) с гидроксидом натрия образуется голубой осадок гидроксида меди(II).

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 .

Cu 2+ + + 2Na + + 2OH – = Cu(OH) 2 + 2Na + + ,

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 .

б) При взаимодействии хлорида бария с сульфатом натрия выпадает белый молочный осадок сульфата бария.

Молекулярное уравнение химической реакции:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = 2NaCl + BaSO 4 .

Полное и сокращенное ионные уравнения реакций:

Ba 2+ + 2Cl – + 2Na + + = 2Na + + 2Cl – + BaSO 4 ,

Ba 2+ + = BaSO 4 .

2.

При взаимодействии карбоната или гидрокарбоната натрия (пищевая сода) с соляной или другой растворимой кислотой наблюдается вскипание, или интенсивное выделение пузырьков газа. Это выделяется углекислый газ СО 2 , вызывающий помутнение прозрачного раствора известковой воды (гидроксида кальция). Известковая вода мутнеет, т.к. образуется нерастворимый карбонат кальция.

а) Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ;

б) NaHCO 3 + HCl = NaCl + CO 2 + H 2 O;

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

а) 2Na + + + 2H + + 2Cl – = 2Na + + 2Cl – + CO 2 + H 2 O,

2H + = CO 2 + H 2 O;

б) Na + + + H + + Cl – = Na + + Cl – + CO 2 + H 2 O,

H + = CO 2 + H 2 O.

3. Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующего вещества.

При взаимодействии гидроксида натрия или калия с соляной кислотой или другими растворимыми кислотами в присутствии индикатора фенолфталеина раствор щелочи обесцвечивается, в результате реакции нейтрализации образуется малодиссоциирующее вещество H 2 O.

Молекулярные уравнения химических реакций:

а) NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;

в) 3KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3H 2 O.

Полные и сокращенные ионные уравнения реакций:

а) Na + + OH – + H + + Cl – = Na + + Cl – + H 2 O,

OH – + H + = H 2 O;

б) 2Na + + 2OH – + 2H + + = 2Na + + + 2H 2 O,

2OH – + 2H + = 2H 2 O;

в) 3K + + 3OH – +3H + + = 3K + + + 3H 2 O,

3OH – + 3H + = 3H 2 O.

Практикум

1. Реакции обмена между растворами электролитов, идущие с образованием осадка.

а) Провести реакцию между растворами сульфата меди(II) и гидроксида натрия. Написать молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения химических реакций, отметить признаки химической реакции.

б) Провести реакцию между растворами хлорида бария и сульфата натрия. Написать молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения химических реакций, отметить признаки химической реакции.

2. Реакции, идущие с выделением газа.

Провести реакции между растворами карбоната натрия или гидрокарбоната натрия (пищевая сода) с соляной или другой растворимой кислотой. Выделяющийся газ (используя газоотводную трубку) пропустить через прозрачную известковую воду, налитую в другую пробирку, до ее помутнения. Написать молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения химических реакций, отметить признаки этих реакций.

3. Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующего вещества.

Провести реакции нейтрализации между щелочью (NaOH или KOH) и кислотой (HCl, HNO 3 или H 2 SO 4), предварительно поместив в раствор щелочи фенолфталеин. Отметить наблюдения и написать молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения химических реакций.

Признаки , сопутствующие данным реакциям, можно выбрать из следующего перечня:

1) выделение пузырьков газа; 2) выпадение осадка; 3) появление запаха; 4) растворение осадка; 5) выделение тепла; 6) изменение цвета раствора.

Контроль (тест)

1. Ионное уравнение реакции, в которой образуется голубой осадок, – это:

а) Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ;

в) Fe 3+ + 3OH – = Fe(OH) 3 ;

г) Al 3+ + 3OH – = Al(OH) 3 .

2. Ионное уравнение реакции, в которой выделяется углекислый газ, – это:

а) CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca 2+ + ;

б) 2Н + + SO 2- 3 = H 2 O + SO 2 ;

в) CO 2- 3 + 2H + = CO 2 + H 2 O;

г) 2H + + 2OH – = 2H 2 O.

3. Ионное уравнение реакции, в которой образуется малодиссоциирующее вещество, – это:

а) Ag + + Cl – = AgCl;

б) OH – + H + = H 2 O;

в) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 ;

г) Fe 3+ + 3OH – = Fe(OH) 3 .

4. Ионное уравнение реакции, в которой образуется белый осадок, – это:

а) Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ;

б) СuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O;

в) Fe 3+ + 3OH – = Fe(OH) 3 ;

г) Ba 2+ + SO 2- 4 = BaSO 4 .

5. Молекулярное уравнение, которое соответствует сокращенному ионному уравнению реакции 3OH – + 3H + = 3H 2 O, – это:

а) NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;

б) 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O;

в) 3KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3H 2 O;

г) Ba(OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O.

6. Молекулярное уравнение, которое соответствует сокращенному ионному уравнению реакции

H + + = H 2 O + CO 2 , –

а) MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + CO 2 + H 2 O;

б) Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O;

в) NaHCO 3 + HCl = NaCl + CO 2 + H 2 O;

г) Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

Ответы. 1 -а; 2 -в; 3 -б; 4 -г; 5 -в; 6 -в.

Решение экспериментальных задач по теме “Азот и фосфор”

Учащиеся при изучении нового материала по теме “Азот и фосфор” выполняют ряд опытов, касающихся получения аммиака, определения нитратов, фосфатов, солей аммония, приобретают определенные навыки и умения. В данной методической разработке приведены шесть заданий. Для выполнения практической работы достаточно трех заданий: одно – на получение вещества, два – по распознаванию веществ. При выполнении практической работы учащимся можно предложить задания в форме, которая облегчит им оформление отчета (см. задания 1, 2). (Ответы приведены для учителя.)

Задание 1

Получите аммиак и опытным путем докажите его наличие.

а) Получение аммиака.

Смесь равных по объему порций твердого хлорида аммония и порошка гидроксида кальция нагрейте в пробирке с газоотводной трубкой. При этом будет выделяться аммиак, который надо собрать в другую сухую пробирку, расположенную отверстием …......... (почему? ).

Написать уравнение реакции получения аммиака.

…………………………………………………..

б) Определение аммиака.

Можно определить по запаху ………… (название вещества) , а также по изменению цвета лакмуса или фенолфталеина. При растворении аммиака в воде образуется ……. (название основания) , поэтому лакмусовая бумажка.……. (указать цвет) , а бесцветный фенолфталеин становится …………. (указать цвет) .

Вместо точек вставить слова по смыслу. Написать уравнение реакции.

…………………………………………………..

* Аммиаком пахнет имеющийся в домашней аптечке нашатырный спирт – водный раствор аммиака. – Прим. ред.

Задание 2

Получите нитрат меди двумя различными способами, имея в наличии следующие вещества: концентрированную азотную кислоту, медную стружку, сульфат меди(II), гидроксид натрия. Напишите уравнения химических реакций в молекулярном виде, отметьте изменения. В 1-м способе для окислительно-восстановительной реакции напишите уравнения электронного баланса, определите окислитель и восстановитель. Во 2-м способе напишите сокращенные ионные уравнения реакций.

1-й с п о с о б. Медь + азотная кислота. Слегка нагреваем содержимое пробирки. Бесцветный раствор становится ….. (указать цвет) , т.к. образуется ….. (название вещества) ; выделяется газ …….. цвета с неприятным запахом, это – ……. (название вещества) .

2-й с п о с о б. При взаимодействии сульфата меди(II) с гидроксидом натрия получается осадок ….. цвета, это – …… (название вещества) . К нему приливаем азотную кислоту до полного растворения осадка......... (название осадка) . Образуется прозрачный голубой раствор …… (название соли) .

Задание 3

Докажите опытным путем, что в состав сульфата аммония входят ионы NH 4 + и SO 2- 4 . Отметьте наблюдения, напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций.

Задание 4

Как опытным путем определить нахождение растворов ортофосфата натрия, хлорида натрия, нитрата натрия в пробирках № 1, № 2, № 3? Отметьте наблюдения, напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций.

Задание 5

Имея вещества: азотную кислоту, медную стружку или проволоку, универсальную индикаторную бумагу или метилоранж, докажите опытным путем состав азотной кислоты. Напишите уравнение диссоциации азотной кислоты; молекулярное уравнение для реакции меди с концентрированной азотной кислотой и уравнения электронного баланса, определите окислитель и восстановитель.

Задание 6

Получите раствор нитрата меди разными способами, имея вещества: азотную кислоту, оксид меди, основной карбонат меди или карбонат гидроксомеди(II). Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения химических реакций. Отметьте признаки химических реакций.

Контрольные тесты

1. Укажите уравнение реакции, где выпадает желтый осадок.

2. Ионное уравнение реакции, в которой образуется белый творожистый осадок, – это:

3. Для доказательства наличия нитрат-иона в нитратах надо взять:

а) соляную кислоту и цинк;

б) серную кислоту и хлорид натрия;

в) серную кислоту и медь.

4. Реактивом на хлорид-ион является:

а) медь и серная кислота;

б) нитрат серебра;

в) хлорид бария.

5. В уравнении реакции, схема которой

HNO 3 + Cu -> Cu(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O,

перед окислителем надо поставить коэффициент:

а) 2; б) 4; в) 6.

6. Основная и кислая соли соответствуют парам:

а) Cu(OH) 2 , Mg(HCO 3) 2 ;

б) Cu(NO 3) 2 , HNO 3 ;

в) 2 CO 3 , Ca(HCO 3) 2 .

Ответы. 1 -а; 2 -б; 3 -в; 4 -б; 5 -б; 6 -в.

Определение минеральных удобрений

Методическая разработка этой практической работы состоит из трех частей: теория, практикум, контроль. В теоретической части даны общие сведения по качественному определению катионов и анионов, входящих в состав минеральных удобрений. В практикуме приведены примеры семи минеральных удобрений с описанием их характерных признаков, а также даны уравнения качественных реакций. В тексте вместо точек и знака вопроса надо вставить подходящие по смыслу ответы. Для выполнения практической работы по усмотрению учителя достаточно взять четыре удобрения. Контроль знаний учащихся состоит из тестовых заданий по определению формул удобрений, которые даны в этой практической работе.

Теория

1. Реактивом на хлорид-ион является нитрат серебра. Реакция идет с образованием белого творожистого осадка:

Ag + + Cl – = AgCl.

2. Ион аммония можно обнаружить с помощью щелочи. При нагревании раствора соли аммония с раствором щелочи выделяется аммиак, который имеет резкий характерный запах:

NH + 4 + OH – = NH 3 + H 2 O.

Можно также для определения иона аммония воспользоваться смоченной водой красной лакмусовой бумажкой, универсальной индикаторной или фенолфталеиновой полоской бумаги. Бумажку надо подержать над парами, выделяющимися из пробирки. Красный лакмус синеет, универсальный индикатор становится фиолетовым, а фенолфталеин малиновым.

3. Для определения нитрат-ионов к раствору соли добавляют стружку или кусочки меди, затем приливают концентрированную серную кислоту и нагревают. Через некоторое время начинает выделяться газ бурого цвета с неприятным запахом. Выделение бурого газа NO 2 указывает на присутствие ионов.

Например:

NaNO 3 + H 2 SO 4 NaHSO 4 + HNO 3 ,

4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

4. Реактивом на фосфат-ион является нитрат серебра. При его добавлении к раствору фосфата выпадает желтый осадок фосфата серебра:

3Ag + + PO 3- 4 = Ag 3 PO 4 .

5. Реактивом на сульфат-ион является хлорид бария. Выпадает белый молочный осадок сульфата бария, нерастворимый в уксусной кислоте:

Ba 2+ + SO 2- 4 = BaSO 4 .

Практикум

1. Сильвинит (NaCl KCl), розовые кристаллы, растворимость в воде хорошая. Пламя окрашивается в желтый цвет. При рассмотрении пламени через синее стекло заметно фиолетовое окрашивание. С …….. (название реактива) дает белый осадок …… (название соли) .

KCl + ? -> KNO 3 + AgCl.

2. Нитрат аммония NH 4 NO 3 , или …….. (название удобрения) , белые кристаллы, хорошо растворимые в воде. С серной кислотой и медью выделяется бурый газ …. (название вещества) . С раствором ……. (название реактива) при нагревании ощущается запах аммиака, его пары окрашивают красный лакмус в ……. цвет.

NH 4 NO 3 + H 2 SO 4 NH 4 HSO 4 + HNO 3 ,

HNO 3 + Cu -> Cu(NO 3) 2 + ? + ? .

NH 4 NO 3 + ? -> NH 3 + H 2 O + NaNO 3 .

3. Нитрат калия (KNO 3), или …… (название удобрения) , с H 2 SO 4 и ……… (название вещества) дает бурый газ. Пламя окрашивается в фиолетовый цвет.

KNO 3 + H 2 SO 4 KHSO 4 + HNO 3 ,

4HNO 3 + ? -> Cu(NO 3) 2 + ? + 2H 2 O.

4. Хлорид аммония NH 4 Cl c раствором ……. (название реактива) при нагревании образует аммиак, его пары окрашивают красный лакмус в синий цвет. С …… (название аниона реактива) серебра дает белый творожистый осадок …… (название осадка) .

NH 4 Cl + ? = NH 4 NO 3 + AgCl,

NH 4 Cl + ? = NH 3 + H 2 O + NaCl.

5. Сульфат аммония (NH 4) 2 SO 4 c раствором щелочи при нагревании образует аммиак, его пары окрашивают красный лакмус в синий цвет. С …….. (название реактива) дает белый молочный осадок ……... (название осадка) .

(NH 4) 2 SO 4 + 2NaOH = 2NH 3 + 2H 2 O + ? ,

(NH 4) 2 SO 4 + ? -> NH 4 Cl + ? .

6. Нитрат натрия NaNO 3 , или …… (название удобрения) , белые кристаллы, растворимость в воде хорошая, с H 2 SO 4 и Cu дает бурый газ. Пламя окрашивается в желтый цвет.

NaNO 3 + H 2 SO 4 NaHSO 4 + ? ,

Cu -> Cu(NO 3) 2 + ? + 2H 2 O.

7. Дигидрофосфат кальция Ca(H 2 PO 4) 2 , или …… (название удобрения) , серый мелкозернистый порошок или гранулы, плохо растворяется в воде, с ….. (название реактива) дает ….. (указать цвет) осадок ……… (название вещества) AgН 2 PO 4 .

Ca(H 2 PO 4) 2 + ? -> 2AgH 2 PO 4 + Ca(NO 3) 2 .

Контроль (тест)

1. Розовые кристаллы, хорошо растворимы в воде, окрашивают пламя в желтый цвет; при взаимодействии с AgNO 3 выпадает белый осадок – это:

а) Ca(H 2 PO 4) 2 ; б) NaCl KCl;

в) KNO 3 ; г) NH 4 Cl.

2. Кристаллы хорошо растворимы в воде; в реакции с H 2 SO 4 и медью выделяется бурый газ, с раствором щелочи при нагревании дает аммиак, пары которого окрашивают красный лакмус в синий цвет, – это:

а) NaNO 3 ; б) (NH 4) 2 SO 4 ;

в) NH 4 NO 3 ; г) KNO 3 .

3. Светлые кристаллы, хорошо растворимы в воде; при взаимодействии с H 2 SO 4 и Cu выделяется бурый газ; пламя окрашивает в фиолетовый цвет – это:

а) KNO 3 ; б) NH 4 H 2 PO 4 ;

в) Ca(H 2 PO 4) 2 CaSO 4 ; г) NH 4 NO 3 .

4. Кристаллы хорошо растворимы в воде; с нитратом серебра дает белый осадок, c щелочью при нагревании дает аммиак, пары которого окрашивают красный лакмус в синий цвет, – это:

а) (NH 4) 2 SO 4 ; б) NH 4 H 2 PO 4 ;

в) NaCl KCl; г) NH 4 Cl.

5. Светлые кристаллы, хорошо растворимы в воде; с BaCl 2 дает белый молочный осадок, c щелочью дает аммиак, пары которого окрашивают красный лакмус в синий цвет, – это:

в) NH 4 Cl; г) NH 4 H 2 PO 4 .

6. Светлые кристаллы, хорошо растворимые в воде; при взаимодействии с H 2 SO 4 и Cu дает бурый газ, пламя окрашивает в желтый цвет – это:

а) NH 4 NO 3 ; б) (NH 4) 2 SO 4 ;

в) KNO 3 ; г) NaNO 3 .

7. Серый мелкозернистый порошок или гранулы, растворимость в воде плохая, с раствором нитрата серебра дает желтый осадок – это:

а) (NH 4) 2 SO 4 ; б) NaCl KCl;

в) Ca(H 2 PO 4) 2 ; г) KNO 3 .

Ответы. 1 -б; 2 -в; 3 -а; 4 -г; 5 -б; 6 -г; 7 -в.

1. Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.

2. Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде формулы веществ (солей, кислот, оснований), обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.

3. Нужно помнить, что на ионы не разлагаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное уравнение.

4. Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.

5. Помните!

Р - растворимое вещество;

М - малорастворимое вещество;

ТР - таблица растворимости.

Алгоритм составления реакций ионного обмена (РИО)

в молекулярном, полном и кратком ионном виде

Примеры составления реакций ионного обмена

1. Если в результате реакции выделяется малодиссоциирующее (мд) вещество – вода.

В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.

2. Если в результате реакции выделяется нерастворимое в воде вещество.

В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два факта: образование вещества, нерастворимого в воде, и выделение воды.

3. Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЯ ПО ТЕМЕ "РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА"

Задание №1.
Определите, может ли осуществляться взаимодействие между растворами следующих веществ, записать реакциив молекулярном,полном, кратком ионном виде:
гидроксид калия и хлорид аммония.

Решение

Составляем химические формулы веществ по их названиям, используя валентности и записываем РИО в молекулярном виде (проверяем растворимость веществ по ТР):

KOH + NH4 Cl = KCl + NH4 OH

так как NH4 OH неустойчивое вещество и разлагается на воду и газ NH3 уравнение РИО примет окончательный вид

KOH (p) + NH4 Cl (p) = KCl (p) + NH3 + H2 O

Cоставляем полное ионное уравнение РИО, используя ТР (не забывайте в правом верхнем углу записывать заряд иона):

K+ + OH- + NH4 + + Cl- = K+ + Cl- + NH3 + H2 O

Cоставляем краткое ионное уравнение РИО, вычёркивая одинаковые ионы до и после реакции:

OH - + NH4 + = NH3 + H2 O

Делаем вывод:
Взаимодействие между растворами следующих веществ может осуществляться, так как продуктами данной РИО являются газ (NH3 ) и малодиссоциирующее вещество вода (H2 O).

Задание №2

Дана схема:

2H + + CO3 2- = H 2 O + CO 2

Подберите вещества, взаимодействие между которыми в водных растворах выражается следующими сокращёнными уравнениями. Составьте соответствующие молекулярное и полное ионное уравнения.

Используя ТР подбираем реагенты - растворимые в воде вещества, содержащие ионы 2H + и CO 3 2- .

Например, кислота - H 3 PO 4 (p) и соль -K 2 CO 3 (p).

Составляем молекулярное уравнение РИО:

2H 3 PO 4 (p) +3 K 2 CO 3 (p) -> 2K 3 PO 4 (p) + 3H 2 CO 3 (p)

так как угольная кислота – неустойчивое вещества, она разлагается на углекислый газ CO 2 и воду H 2 O, уравнение примет окончательный вид:

2H 3 PO 4 (p) +3 K 2 CO 3 (p) -> 2K 3 PO 4 (p) + 3CO 2 + 3H 2 O

Составляем полное ионное уравнение РИО:

6H + +2PO 4 3- + 6K + + 3CO 3 2- -> 6K + + 2PO 4 3- + 3CO 2 + 3H 2 O

Составляем краткое ионное уравнение РИО:

6H + +3CO 3 2- = 3CO 2 + 3H 2 O

2H + +CO 3 2- = CO 2 + H 2 O

Делаем вывод:

В конечном итоге мы получили искомое сокращённое ионное уравнение, следовательно, задание выполнено верно.

Задание №3

Запишите реакцию обмена между оксидом натрия и фосфорной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

1. Составляем молекулярное уравнение, при составлении формул учитываем валентности (см. ТР)

3Na 2 O (нэ) + 2H 3 PO 4 (р) -> 2Na 3 PO 4 (р) + 3H 2 O (мд)

где нэ - неэлектролит, на ионы не диссоциирует,
мд - малодиссоциирующее вещество, на ионы не раскладываем, вода - признак необратимости реакции

2. Составляем полное ионное уравнение:

3Na 2 O + 6H + + 2PO 4 3- -> 6Na + + 2PO4 3- + 3H 2 O

3. Сокращаем одинаковые ионы и получаем краткое ионное уравнение:

3Na 2 O + 6H + -> 6Na + + 3H 2 O
Сокращаем коэффициенты на три и получаем:
Na 2 O + 2H + -> 2Na + + H 2 O

Данная реакция необратима, т.е. идёт до конца, так как в продуктах образуется малодиссоциирующее вещество вода.

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

Задание №1

Взаимодействие карбоната натрия и серной кислоты

Составьте уравнение реакции ионного обмена карбоната натрия с серной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Задание №2

ZnF 2 + Ca(OH) 2 ->
K 2 S + H 3 PO 4 ->

Задание №3

Посмотрите следующий эксперимент

Осаждение сульфата бария

Составьте уравнение реакции ионного обмена хлорида бария с сульфатом магния в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Задание №4

Закончите уравнения реакций в молекулярном, полном и кратком ионном виде:

Hg(NO 3 ) 2 + Na 2 S ->
K 2 SO 3 + HCl ->

При выполнении задания используйте таблицу растворимости веществ в воде. Помните об исключениях!

На уроке будут рассмотрены условия протекания реакций ионного обмена до конца. Чтобы лучше понять, какие необходимо соблюдать условия протекания реакций ионного обмена до конца, будет проведено повторение, что собой представляют эти реакции, их сущность. Приводятся примеры на закрепление этих понятий.

Тема: Химическая связь. Электролитическая диссоциация

Урок: Условия протекания реакций ионного обмена до конца

Если попробовать провести реакцию взаимодействия гидроксида натрия с хлоридом калия, то реакция не произойдет. В реакции обмен ионами происходит, только продукты не образуются. Рассмотрим причины этого. Образующиеся в результате взаимного притяжения вещества, могут диссоциировать.

1. Реакции, ионного обмена, идущие с образованием осадка.

Ранее были рассмотрены уравнения реакций, в результате которых образовывался осадок.

Все эти реакции относились к реакциям ионного обмена. Можно сделать вывод, что одним из условий протекания реакции ионного обмена до конца является образование осадка.

BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 ↓ + 2NaCl.

Ba 2+ +2Cl - + 2Na + + CO 3 2- →BaCO 3 ↓ + 2Na + +2Cl - полное ионное уравнение

Ba 2+ + CO 3 2- → BaCO 3 ↓ сокращенное ионное уравнение.

Запишем еще одно уравнение реакции, приводящее к образованию осадка.

СuSO 4 + 2NaОН→ Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Сu 2+ + SO 4 2- +2Na + + 2ОН - → Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + SO 4 2- полное ионное уравнение

Сu 2+ + 2ОН - → Cu(OH) 2 ↓ сокращенное ионное уравнение.

Вывод: реакции ионного обмена проходят до конца, если в результате получается осадок.

Рис. 1. Реакция нейтрализации ()

Рассмотрим реакцию нейтрализации гидроксида натрия с соляной кислотой.

NaOH + HCl → NaCl+ H 2 O

Na + + OH - + H + + Cl - →Na + + Cl - + H 2 O полное ионное уравнение

OH - + H + → H 2 O сокращенное ионное уравнение

Эта реакция протекает до конца, потому что в результате получается малодиссоциирующее вещество - вода.

Вывод: реакции ионного обмена проходят до конца, если в результате получается малодиссоциирующее вещество.

Вы знаете, что карбонат кальция хорошо взаимодействует с соляной кислотой.

СаCO 3 +2HCl → СaCl 2 + H 2 O + CO 2

СаCO 3 +2H + + 2Cl - → Са 2+ +2Cl - + H 2 O + CO 2 полное ионное уравнение

2H + + СаCO 3 → Са 2+ + H 2 O + CO 2 сокращенное ионное уравнение.

В результате этой реакции получается углекислый газ, которой образуется при разложении слабой угольной кислоты. Обратите внимание, что карбонат кальция - это нерастворимое вещество, на ионы не распадается. В полном ионном уравнении записываем в виде ионов только хлороводород и хлорид кальция. Остальные формулы остаются без изменения, так как эти вещества не подвергаются .

Вывод: реакции ионного обмена проходят до конца, если в результате её получается газ.

На этом уроке вы рассмотрели условия протекания реакций ионного обмена до конца. Реакции ионного обмена проходят до конца, если в результате получается осадок, малодиссоциирующее вещество или газ.

1. Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 9 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2009 г.119с.:ил.

2. Попель П.П.Химия:8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений/П.П. Попель, Л.С.Кривля. -К.: ИЦ «Академия»,2008.-240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 9 класс. Учебник. Издательство: Дрофа.:2001. 224с.

1. №№ 3,4,5 (с.22) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 9 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2009 г.119с.:ил.

2. Что наблюдаете при изготовлении теста, когда к соде добавляете уксус? Напишите уравнение реакции.

3. Почему в чайнике образуется накипь? Как её удалить? Напишите уравнения реакций.

Задача 1 . Рассчитать концентрацию ионов водорода в растворе HCN (С м = 10 -3 М), если  = 4,2∙10 -3 .

Решение: Диссоциация цианистоводородной кислоты протекает по уравнению HCN ↔ H + + CN - ; концентрации ионов и в растворе равны между собой (т.к.  Н+ :  С N - = 1:1, где

 - стехиометрические коэффициенты) т.е. = =  C м, моль/л; Тогда = = 4,2∙10 -3 ∙ 10 -3 = 4,210 -7 моль/л.

Решение : Гидроксид аммония диссоциирует следующим образом:

NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH - , константа диссоциации имеет вид

К д =;

концентрации ионов аммония и гидроксида совпадают ( (NH 4 +) : (OH -) = 1:1), обозначим их за х :

= = х моль/л , тогда выражение для К д примет вид

1,810 -5 = х 2 / 0,01-х . Считая, что х << С м, решаем уравнение

1,810 -5 =x 2 / 0,01, относительно х : х =
=4,2∙10 -4 моль/л; = 4,2∙10 -4 моль/л.

Концентрации ионов водорода и гидроксида связаны через ионное произведение воды К w = =10 -14 , выразим концентрацию ионов водорода = K w / и рассчитаем её значение:

110 -14 /4,210 -4 = 2,310 -11 моль/л.

Задача 3 . Определить рН раствора НСl ( =1), если С м =2∙10 -3 М

Решение: Диссоциация соляной кислоты протекает по уравнению

HCl  H + + Cl - , концентрация ионов водорода =  C м =1∙2∙10 -3 = =2∙10 -3 моль/л. Водородный показатель рН = - lg = - lg2∙10 -3 = 2,7.

Задача 4 . Определить молярную концентрацию гидроксида аммония, если рН=11, а Кд=1,8∙10 -5 .

Решение: Концентрация ионов водорода =10 - pH =10 -11 моль/л. Из ионного произведения воды определяем концентрацию = K w / = 10 -14 /10 -11 =10 -3 моль/л. Гидроксид аммония - слабое основание и характеризуется уравнением реакции диссоциации

NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH - . Выражение для константы диссоциации

К д =.

из закона Оствальда следует, что = =  ∙C м, а К д =  2 С м. Объединяя уравнения, получимС м = 2 /K д = 10 -6 / 1.8∙10 -5 = 0,056 моль/л

Произведение растворимости

Вещества, в зависимости от своей природы, обладают различной растворимостью в воде, которая колеблется от долей миллиграмма до сотен граммов на литр. Трудно растворимые электролиты образуют насыщенные растворы очень маленьких концентраций, поэтому можно считать, что степень их диссоциации достигает единицы. Таким образом, насыщенный раствор труднорастворимого электролита представляет собой систему, состоящую из собственно раствора, находящегося в равновесии с осадком растворенного вещества. При постоянных внешних условиях скорость растворения осадка равна скорости процесса кристаллизации: К n А m ↔ n К + m + m A - n (1)

осадок раствор

Для описания этого гетерогенного равновесного процесса используют константу равновесия, называемую произведением растворимости ПР = n m , где и – концентрации ионов в насыщенном растворе (моль/л). Например:

AgCl= Ag + +Cl - , ПР = ; здесь n=m =1.

PbI 2 = Pb 2+ +2I - , ПР = 2 ; здесь n =1, m =2.

ПР зависит от природы растворенного вещества и температуры. ПР является табличной величиной. Зная ПР, можно вычислить концентрацию насыщенного раствора вещества, а также оценить его растворимость в г на 100 мл воды (величинаs , приводимая в справочной литературе) и определить возможности выпадения вещества в осадок.

Для уравнения (1) взаимосвязь концентрации насыщенного раствора трудно растовримого вещества (С м, моль/л) с величиной ПР определяется следующим уравнением:

,

где n иm –стехиометричекие коэффициенты в ур. 1.

Задача 5. Концентрация насыщенного раствора (С м)Mg(OH) 2 равна 1,1 10 -4 моль/л. Записать выражение для ПР и вычислить его величину.

Решение: В насыщенном раствореMg(OH) 2 устанавливается равновесие между осадком и растворомMg(OH) 2 ↔Mg 2+ +2OH - , для которого выражение ПР имеет вид ПР = 2 . Зная концентрации ионов, можно найти его численное значение. Учитывая полную диссоциацию

Mg(OH) 2, концентрация его насыщенного раствора С м = = 1,110 -4 моль/л, а = 2 = 2,210 -4 моль/л. Следовательно, ПР= 2 =1,1. 10 -4 (2,2 10 -4) 2 = 5,3. 10 -12 .

Задача 6. Вычислить концентрацию насыщенного раствора и ПР хромата серебра, если в 0,5 л воды растворяется 0,011 г соли.

Решение: Для определения молярной концентрации насыщенного раствораAg 2 CrO 4 воспользуемся формулойC M = , гдеm - масса растворенного вещества (г), М- молярная масса (г/моль),V - объем раствора (л). М(Ag 2 CrO 4 ) =332 г/моль. См =9,48 . 10 -5 моль/л. Растворение хромата серебра (I) сопровождается полной (=1) диссоциацией соли:Ag 2 CrO 4 ↔ 2Ag + +CrO 4 2- , ПР= 2 , где = С м = 9,48 . 10 -5 моль/л, а = 2 =1,89610 -4 .

Таким образом ПР = (1,89610 -4) 2 (9,4810 -5) = 3,410 -12 .

Задача 7 . Можно ли приготовить растворы соли СаСО 3 с концентрациями СаСО 3 С 1 =10 -2 М и С 2 = 10 -6 М, если ПР СаСО 3 = 3,810 -9 .

Решение: Зная величину ПР, можно рассчитать концентрацию

насыщенного раствора соли и, сравнив ее с предлагаемыми

концентрациями, сделать вывод о возможности или невозможности приготовления растворов. Растворение карбоната кальция протекает по схеме CaCO 3 ↔Ca 2+ +CO 3 2- В данном уравненииn = m = 1, тогда

=
≈ 6,2 10 -5 моль/л,

С 1 > С м – раствор приготовить нельзя, так как будет выпадать осадок;

С 2 < С м – раствор приготовить можно.

Реакции ионного обмена

Для растворов электролитов характерны реакции ионного обмена. Обязательным условием протекания таких реакций практически до конца является удаление из раствора тех или иных ионов вследствие:

1) образования осадка

FeSO 4 + 2 NaOH  Fe(OH) 2  + Na 2 SO 4 - молекулярное уравнение (МУ)

Fe 2+ +SO 4 2- +2Na + +2OH - Fe(OH) 2 +2Na + +SO 4 2- ионно-молекулярное уравнение (ИМУ).

Fe 2+ +2OH -  Fe(OH) 2  (ПР Fe (OH) 2 = 4,810 -16) – краткое ионно-молекулярное уравнение образования осадка;

2) выделение газа

Na 2 CO 3 + 2H 2 SO 4  H 2 CO 3 + 2NaHSO 4 (МУ)

2Na + +CO 3 2- + 2H + + 2HSO 4 -  H 2 C0 3 + 2Na + + 2HSO 4 - (ИМУ)

2H + + CO 3 2-  H 2 C0 3  H 2 O + C0 2  - ионно - молекулярное ур-е

образования летучего соединения.

3) образование слабых электролитов

а) простые вещества:

2KCN + H 2 SO 4 2HCN + K 2 SO 4 (МУ)

2K + + 2CN - + 2H + +SO 4 2-  2HCN + 2K + +SO 4 2- (ИМУ)

CN - +H + HCN(К д HCN = 7,8 10 -10) –ионно-молекулярное ур-е образования слабого электролитаHCN.

б) комплексные соединения:

ZnCl 2 + 4NH 3 Cl 2 (МУ)

Zn 2+ + 2Cl - +4NH 3  2+ + 2Cl - -(ИМУ)

Zn 2+ +4NH 3  2+ - краткое ионно-молекулярное уравнение образования комплексного катиона.

Встречаются процессы, при которых слабые электролиты или малорастворимые соединения входят в число исходных веществ и продуктов реакции. Равновесие в этом случае смещается в сторону образования веществ, имеющих наименьшую константу диссоциации или в сторону образования менее растворимого вещества:

А) NH 4 OH + HCl  NH 4 Cl + H 2 O (МУ)

NH 4 OH + H + + Cl -  NH 4 + + Cl - + H 2 O

NH 4 OH + H +  NH 4 + + H 2 O (ИМУ)

К д ( NH 4 OH) =1,8 10 -5 > К д ( H 2 O) =1,810 -16 .

Равновесие сдвинуто в сторону образования молекул воды.

Б) AgCl + NaI AgI + NaCl (МУ)

AgCl + Na + +I - AgI+ Na + +Cl -

AgCl + I - AgI + Cl - (ИМУ)

ПР AgCl =1,7810 -10 > ПР AgI =8,310 -17 .

Равновесие сдвинуто в сторону образования осадка AgI.

В) Могут встречаться процессы, в уравнениях которых есть и малорастворимое соединение и слабый электролит

MnS + 2HCl  MnCl 2 + H 2 S (МУ)

MnS + 2H + +2Cl -  Mn 2+ + 2Cl - + H 2 S

MnS + 2 H +  Mn 2+ + H 2 S (ИМУ)

ПР MnS =2,510 -10 ; =
=1,58.10 -5 моль/л

K д H 2 S = K 1 K 2 = 610 -22 ; =
=5,4.10 -8 моль/л

Связывание ионов S 2- в молекулыH 2 Sпроисходит полнее, чем вMnS, поэтому реакция протекает в прямом направлении, в сторону образованияH 2 S

Гидролиз солей

Гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой. Гидролиз - это обменная реакция в растворе между молекулами воды и ионами соли. В результате гидролиза, благодаря образованию слабого электролита (слабой кислоты или слабого основания), изменяется ионное равновесие Н 2 О⇄Н + + ОН - из-за связывания Н + или ОН - и изменяется рН-среды. Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят ионы слабой кислоты или слабого основания. Соли, образованные ионами сильной кислоты и сильного основания, гидролизу не подвергаются (NaCl,Na 2 SO 4). Продуктами гидролиза могут быть слабые электролиты, малодиссоциирующие, труднорастворимые и летучие вещества. Гидролиз - стадийная реакция, в случае многозарядного иона число стадий равно его заряду. Гидролизу покатиону подвергаются соли, образованные анионами сильной кислоты и катионами слабого основания. Например, к слабым основаниям относятся гидроксидыp - иd -металлов (К д 10 -4), а также гидроксид аммония.

Хлорид цинка - соль, образованная слабым основанием Zn(OH) 2 и сильной кислотой HCl. Катион цинка имеет заряд 2+, поэтому гидролиз будет проходить в две ступени:

Zn 2+ + HOH ↔ ZnOH + + H + I ступень

ZnOH + +HOH↔ Zn(OH) 2 +H + IIступень

В результате этого взаимодействия возникает избыток ионов Н + ([Н + ]  [ОН - ]) , раствор подкисляется (рН<7).

Гидролиз по аниону . Данный тип гидролиза характерен для солей, образованных анионами слабой кислоты (К д 10 -3) и катионами сильного основания (K д >10 -3). Рассмотрим гидролиз карбоната калия - соли, образованной слабой угольной кислотойH 2 CO 3 (K д I = 4,5. 10 -7) и сильным основаниемKOH, карбоксо-анион имеет заряд (2-). Гидролиз протекает в две ступени:

CO 3 2- +H 2 O↔HCO 3 - +OH - Iступень

HCO 3 - +H 2 O↔H 2 CO 3 +OH - IIступень

В этом случае высвобождаются ионы ОН - ([Н + ]  [ОН - ]) - раствор подщелачивается (рН >7).

Необратимый гидролиз . Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются по катиону и аниону. Результат гидролиза будет зависить от значения К д основания и кислоты. Рассмотрим гидролиз фторида аммония - соли, образованной слабым

основанием NH 4 OH (К д =1,8 . 10 -5) и слабой кислотой HF (К д = 6,8 . 10 -4):

NH 4 F + HOH  NH 4 OH + HF

В этом случае К д ( NH 4 OH)  К д ( HF) , следовательно, гидролиз (в основном) пойдет по катиону и реакция среды будет слабокислой.