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.

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

2.6 Ионно-молекулярные уравнения

При нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием на каждый моль образующейся воды выделяется около 57,6 кДж теплоты:

НСl + NaOH = NaCl + H 2 O + 57,53 кДж

НNO 3 + КОН = КNO 3 + H 2 O +57,61 кДж

Это говорит о том, что подобные реакции сводятся к одному процессу. Уравнение этого процесса мы получим, если рассмотрим подробнее одну из приведенных реакций, например, первую. Перепишем ее уравнение, записывая сильные электролиты в ионной форме, поскольку они существуют в растворе в виде ионов, а слабые- в молекулярной, поскольку они находятся в растворе преимущественно в виде молекул (вода - очень слабый электролит):

Н + + Cl - + Na + + ОН - = Na + + Cl - + H 2 O

Рассматривая получившееся уравнение, видим, что в ходе реакции ионы Na + и Cl - не претерпели изменений. Поэтому перепишем уравнение еще раз, исключив эти ионы из обеих частей уравнения. Получим:

Н + + ОН - = H 2 O

Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к одному и тому же процессу - к образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-ионов. Ясно, что тепловые эффекты этих реакций тоже должны быть одинаковы.

Строго говоря, реакция образования воды из ионов обратима, что можно выразить уравнением

Н + + ОН - ↔ H 2 O

Однако, как мы увидим ниже, вода - очень слабый электролит, и диссоциирует лишь в ничтожно малой степени. Иначе говоря, равновесие между молекулами воды и ионами сильно смещено в сторону образования молекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием протекает до конца.

При смешивании раствора какой-либо соли серебра с соляной кислотой или с раствором любой ее соли всегда образуется характерный белый творожистый осадок хлорида серебра:

AgNO 3 + НС1 = AgCl↓ + HNO 3

Ag 2 SO 4 + CuCl 2 = 2AgCl↓ + CuSO 4

Подобные реакции также сводятся к одному процессу. Для того чтобы получить его ионно-молекулярное уравнение, перепишем, например, уравнение первой реакции, записывая сильные электролиты, как и в предыдущем примере, в ионной форме, а вещество, находящееся в осадке, в молекулярной:

Ag + + NO 3 - + Н + + С1 - = AgCl↓+ Н + + NO 3 -

Как видно, ионы Н + и NO 3 - не претерпевают изменений в ходе реакции. Поэтому исключим их и перепишем уравнение еще раз:

Ag + + С1 - = AgCl↓

Это и есть ионно-молекулярное уравнение рассматриваемого процесса.

Здесь также надо иметь в виду, что осадок хлорида серебра находится в равновесии с ионами Ag + и С1 - в растворе, так что процесс, выраженный последним уравнением, обратим:

Ag + + С1 - ↔ AgCl↓

Однако, вследствие малой растворимости хлорида серебра, это равновесие очень сильно смещено вправо. Поэтому можно считать, что реакция образования AgCl из ионов практически доходит до конца.

Образование осадка AgCl будет наблюдаться всегда, когда в одном растворе окажутся в значительной концентрации ионы Ag + и С1 - .Поэтому с помощью ионов серебра можно обнаружить присутствие в растворе ионов С1 - и, обратно, с помощью хлорид-ионов - присутствие ионов серебра; ион С1 - может служить реактивом на ион Ag + , а ион Ag + - реактивом на ион С1 .

В дальнейшем мы будем широко пользоваться ионно-молекулярной формой записи уравнений реакций с участием электролитов.

Для составления ионно-молекулярных уравнений надо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы. Общая характеристика растворимости в воде важнейших солей приведена в табл.2.

Ионно-молекулярные уравнения помогают понять особенности протекания реакций между электролитами. Рассмотрим в качестве примера несколько реакций, протекающих с участием слабых кислот и оснований.

Таблица 2. Растворимость важнейших солей в воде

Как уже говорилось, нейтрализация любой сильной кислоты любым сильным основанием сопровождается одним и тем же тепловым эффектом, так как она сводится к одному и тому же процессу - образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-иона. Однако при нейтрализации сильной кислоты слабым основанием, слабой кислоты сильным или слабым основанием тепловые эффекты различны. Напишем ионно-молекулярные уравнения подобных реакций.

Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) сильным основанием (гидроксидом натрия):

СН 3 СООН + NaOH = CH 3 COONa + Н 2 О

Здесь сильные электролиты- гидроксид натрия и образующаяся соль, а слабые - кислота и вода:

СН 3 СООН + Na + + ОН - = СН 3 СОО - + Na + + Н 2 О

Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы натрия. Поэтому ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

СН 3 СООН + ОН - = СН 3 СОО - + Н 2 О

Нейтрализация сильной кислоты (азотной) слабым основанием (гидроксидом аммония):

HNO 3 + NH 4 OH = NH 4 NO 3 + Н 2 О

Здесь в виде ионов мы должны записать кислоту и образующуюся соль, а в виде молекул - гидроксид аммония и воду:

Н + + NO 3 - + NH 4 OH = NH 4 - + NH 3 - + Н 2 О

Не претерпевают изменений ионы NO 3 - . Опуская их, получаем ионно-молекулярное уравнение:

Н + + NH 4 OH= NH 4 + + Н 2 О

Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) слабым основанием (гидроксидом аммония):

СН 3 СООН + NH 4 OH = CH 3 COONH 4 + Н 2 О

В этой реакции все вещества, кроме образующейся соли,- слабые электролиты. Поэтому ионно-молекулярная форма уравнения имеет вид:

СН 3 СООН + NH 4 OH =СН 3 СОО - + NH 4 + + Н 2 О

Сравнивая между собой полученные ионно-молекулярные уравнения, видим, что все они различны. Поэтому понятно, что неодинаковы и теплоты рассмотренных реакций.

Реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, в ходе которых ионы водорода и гидроксид-ионы соединяются в молекулу воды, протекают практически до конца. Реакции же нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ - слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при котором соль сосуществует с кислотой и основанием, от которых она образована. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции:

СН 3 СООН + ОН - ↔ СН 3 СОО - + Н 2 О

Н + + NH 4 OH↔ NH 4 + + Н 2 О

СН 3 СООН + NH 4 OH ↔ СН 3 СОО - + NH 4 + + Н 2 О

С другими растворителями рассмот­ренные закономерности сохраняются, но имеются и отступления от них, например на кривых λ-с часто наблюдается минимум (аномальная электропроводность). 2. Подвижность ионов Свяжем электропроводность электролита со скоростью движе­ния его ионов в электрическом поле. Для вычисления электропро­водности достаточно подсчитать число ионов, ...

При изучении синтеза новых материалов и процессов ионного транспорта в них. В чистом виде такие закономерности наиболее четко прослеживаются при исследовании монокристаллических твердых электролитов. В то же время при использовании твердых электролитов в качестве рабочих сред функциональных элементов необходимо учитывать, что нужны материалы заданного вида и формы, например в виде плотной керамики...

17-25 кг/т алюми­ния, что на ~ 10-15 кг/т выше по сравнению с результатами для пес­чаного глинозёма. В глинозёме, используемом для производства алюминия, должно содержаться минимальное количество соединений железа, кремния, тяжелых металлов с меньшим потенциалом выделения на катоде, чем алюминий, т.к. они легко восстанавливаются и перехо­дят в катодный алюминий. Нежелательно также присутствие в...