ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Конспект

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ  РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ  ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Ключевые слова конспекта: свойства ионов, определение ионов, реакции ионного обмена, ионное уравнение, реакции в растворах электролитов.

Свойства ионов

Число электронов в атоме равно числу протонов. Протоны и нейтроны прочно связаны друг с другом и образуют ядро атома. Ион – атом или часть молекулы, где есть неравное количество электронов и протонов. Если электронов больше, чем протонов, то ион называют отрицательным. Иначе ион называют положительным.

Ионы отличаются от атомов строением и свойствами. Некоторые ионы бесцветны, а другие имеют определенный цвет. Для каждого из ионов характерны специфические химические свойства.

Таблица 1. Определение ионов

Определяемый ионРеактив, содержащий ионРезультат реакции
Н+ИндикаторыИзменение окраски
Ag+Cl–Белый осадок
Cu2+OH–Синий осадок
S2–Черный осадок Окрашивание пламени в сине-зеленый цвет
Fe2+OH–Зеленоватый осадок, который с течением времени буреет
Fe3+OH–Осадок бурого цвета
Zn2+OH–Белый осадок, при избытке ОН– растворяется
S2–Белый осадок
Аl3+OH–Белый желеобразный осадок, который при избытке ОН– растворяется
NH4+OH–Запах аммиака
Ba2+SO42–Белый осадок Окрашивание пламени в желто-зеленый цвет
Ca2+CO32–Белый осадок Окрашивание пламени в кирпично-красный цвет
Na+Цвет пламени желтый
K+Цвет пламени фиолетовый (через кобальтовое стекло)
Cl–Ag+Белый осадок
H2SO4*Выделение бесцветного газа с резким запахом (НСl)
Br–Ag+Желтоватый осадок
H2SO4*Выделение SO2 и Вг2 (бурый цвет)
I–Ag+Желтый осадок
H2SO4*Выделение H2S и I2 (фиолетовый цвет)
SO32–H+Выделение SO2 — газа с резким запахом, обесцвечивающего раствор фуксина и фиолетовых чернил
CO32–H+Выделение газа без запаха, вызывающего помутнение известковой воды
СН3СОО–H2SO4Появление запаха уксусной кислоты
NO3–H2SO4(конц.) и CuВыделение бурого газа
SO42–Ba2+Белый осадок
PO43–Ag+Желтый осадок
OH–ИндикаторыИзменение окраски индикаторов

* При определении галогенид-ионов с помощью серной кислоты используют твердую соль.

Ионное уравнение

В водных растворах все электролиты в той или иной степени распадаются на ионы и реакции происходят между ионами.

Сущность реакций в растворах электролитов отражается ионным уравнением. В ионном уравнении учитывается то, что сильный электролит в растворе находится в диссоциированном виде.

Формулы слабых электролитов и нерастворимых в воде веществ в ионных уравнениях принято записывать в недиссоциированной на ионы форме. Растворимость электролита в воде нельзя считать критерием его силы.

Многие нерастворимые в воде соли являются сильными электролитами, однако концентрация ионов в растворе оказывается низкой вследствие низкой растворимости. Именно поэтому в уравнениях их формулы записывают в недиссоциированной форме.

При составлении ионных уравнений реакций с участием сильных кислот часто для упрощения записывают формулу иона Н+, а не H3O+.

Реакции в растворах электролитов происходят в направлении связывания ионов. Существует несколько форм связывания ионов: образование осадков, выделение газообразных веществ, образование слабых электролитов. Рассмотрим конкретные примеры:

Уравнение в молекулярном виде:  Ca(NO3)2 + Na2CO3 = СаСO3↓ + 2NaNO3

Полное ионное уравнение:

Сокращенное ионное уравнение:

  1. Выделение газов (например, СO2, SO2, H2S, NH3):
  1. Образование слабых электролитов (например, воды, слабых кислот):

а) КОН + НCl = КCl + H2O
К+ + OH– + Н+ + Cl– = К+ + Cl– + H2O
OH– + Н+ = H2O

б) HNO2 – азотистая кислота (слабая):
NaNO2 + НCl = NaCl + HNO2
Na+ + NO2 + Н+ + Cl– = Na+ + Cl– + HNO2
NO2– + Н+ = HNO2

Иногда реакции в растворах электролитов осуществляются с участием нерастворимых веществ или слабых электролитов в направлении более полного связывания ионов. Например, мрамор растворяется в соляной кислоте с образованием углекислого газа:

Таблица 2. Уравнения ионных реакций

Реакции ионного обмена

Для ионных реакций выражение «в молекулярном виде», как и сама запись, является условным. При анализе приведенных в Таблице 2 уравнений реакций выясняется, что реакции ионного обмена протекают до конца в следующих случаях:

  1. если выпадает осадок;
  2. если выделяется газ;
  3. если образуется малодиссоциирующее вещество, например вода.

Если в растворе нет таких ионов, которые могут связываться между собой, реакция обмена не протекает до конца, т. е. является обратимой. При составлении уравнений таких реакций, как и при составлении уравнений диссоциации слабых электролитов, ставится знак обратимости.

Чтобы сделать вывод о протекании реакции ионного обмена до конца, надо использовать данные таблицы растворимости солей, оснований и кислот в воде.

Чтобы составить уравнения всех возможных реакций, в которых участвуют хлорид магния и другие растворимые в воде вещества, рассуждают так:

  • Убеждаются, растворимо ли в воде взятое вещество, в данном случае хлорид магния MgCl2.
  • Приходят к выводу, что хлорид магния MgCl2 будет реагировать только с такими растворимыми в воде веществами, которые способны осадить либо ионы Mg2+, либо хлорид-ионы Сl.
  • Ионы Mg2+ можно осадить: а) ионами ОН, т. е. нужно подействовать любой щелочью, что приведет к образованию малорастворимого гидроксида магния Mg(OH)2; б) при действии растворимыми в воде солями, содержащими один из следующих анионов: . Для этого можно воспользоваться солями натрия, калия и аммония, содержащими указанные анионы, так как эти соли растворимы в воде.
  • Хлорид-ионы Сl можно осадить катионами Ag++ и Pb2+. Поэтому для проведения реакции нужно выбрать растворимые соли, содержащие эти катионы.

При составлении уравнений реакций ионного обмена, в которых образуются газообразные вещества, следует учесть, что анионы  способны реагировать с кислотами с образованием соответствующего газа, например:

В свете представлений об электролитической диссоциации кислот, оснований и солей общие свойства этих веществ определяются наличием общих ионов, которые входят в их состав

Конспект урока «Реакции ионного обмена. Ионное уравнение».

Следующая тема: «».

Источник: https://uchitel.pro/%D1%80%D0%B5%D0%B0%D0%BA%D1%86%D0%B8%D0%B8-%D0%B8%D0%BE%D0%BD%D0%BD%D0%BE%D0%B3%D0%BE-%D0%BE%D0%B1%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D0%B0/

Растворы электролитов

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ  РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ  ЭЛЕКТРОЛИТОВ
1 Теория электролитической диссоциации 2 Ионно–молекулярные уравнения

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:

  1. Кислоты. К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4. Почти все остальные кислоты – слабые электролиты.
  2. Основания. Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (исключая Be). Слабый электролит – NH3.
  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 принципу Вант-Гоффа.

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:

  1. В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.
  2. Диссоциация — явление обратимое и равновесное.
  3. 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:

Aa Bb ↔ aA— + bB+

K = [A—]a·[B+]b/[Aa Bb]

Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению α на общую концентрацию электролита С таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать:

K = α2C/(1-α)

Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда

K = α2C

Отсюда нетрудно найти степень диссоциации

α = (K/C)1/2

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.

Далее рассмотрим реакцию осаждения. Смешаем водные растворы AgNO3 и HI:

Молекулярное уравнениеAgNO3 + HI →AgI↓ + HNO3
Полное ионное уравнениеAg+ + NO3— + H+ + I— →AgI↓ + H+ + NO3—
Сокращенное ионное уравнениеAg+ + I— →AgI↓

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,

Молекулярное уравнениеNa2SO3 + 2HI → 2NaI + SO2↑ + H2O
Полное ионное уравнение2Na+ + SO32- + 2H+ + 2I— → 2Na+ + 2I— + SO2↑ + H2O
Сокращенное ионное уравнениеSO32- + 2H+ → SO2↑ + H2O

При смешении некоторых растворов ионных соединений, взаимодействия между ними может и не происходить, например

Молекулярное уравнениеCaCl2 + 2NaI  = 2NaCl +CaI2
Полное ионное уравнениеCa2+ + Cl— + 2Na+ + I—  = 2Na+ + Cl— + Ca2++ 2I—
Сокращенное ионное уравнениеотсутствует

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 ковалентных связей.

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/rastvory-elektrolitov.html

Реакции ионного обмена

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ  РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ  ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Химическое взаимодействие ионов в электролитах называется реакцией ионного обмена (РИО).

Сущность РИО заключается в связывании ионов.

Напоминание. Электролиты – это водные растворы кислот, солей или оснований, в которых эти вещества распадаются (диссоциируют) на свободные заряженные ионы.

Необходимое условие РИО. Правило Бертолле

Главное условие необратимого протекания ионнообменной реакции между электролитами – образование осадка, газообразного вещества или малодиссоциирующего соединения (слабого электролита, в т.ч. воды). 

Данное утверждение носит название правила Бертолле. Этот французский химик сформулировал его в 1803 г.

Следует помнить, что это правило справедливо при взаимодействии ненасыщенных растворов.

Особенности РИО. Суть необратимого процесса

  1. В ходе ионообменной реакции не происходит перехода электронов и соответственно изменения степени окисления реагирующих частиц.
  2. Ионообменный процесс может быть и обратимым, то есть реакция будет протекать в двух направлениях.

    Это происходит в случае, когда одно из исходных веществ – слабый электролит.

  3. В соответствии с правилом Бертолле, например, азотная кислота реагирует с гидроокисью натрия. В результате образуются сильный электролит азотнокислого натрия и малодиссоциирующий электролит – вода.

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O (1)

HNO3, NaOH, NaNO3 – будучи сильными электролитами в растворе находятся в виде ионов. А вода, H2O как слабый электролит фактически не распадается на ионы. 

Более реально состояние реагентов в растворе демонстрирует запись в виде заряженных ионов:

H+ + NO3- + Na+ + OH- = Na+ + NO3- + H2O (2)

В уравнении (2) видно, что ионы NO3- и Na+ находятся в растворе и до и после реакции, т.е. в ней не участвуют. После сокращения в обеих частях уравнения одинаковых ионов получается короткая запись:

H+ + OH- = H2O (3)

Эти уравнения получили названия:

(3) – сокращенное ионное уравнение,

(2) – полное ионное уравнение,

(1) – молекулярное уравнение реакции.

Вывод:  уравнение в ионной форме отражает сущность процесса, показывает за счёт чего возможно его протекание.

Знать: в обратимых РИО не бывает сокращенной ионной формы уравнения.

Правила (алгоритм) составления уравнений ионно-обменных реакций

В обычных химических уравнениях разложение молекул на ионы не учитывается. Чтобы отразить сущность взаимодействия электролитических растворов, пользуются ионными уравнениями, которые составляются по определённым правилам.

  1. Для составления уравнения РИО следует проверить растворимость реагентов по таблице растворимости веществ. 
  2. Записать затем уравнение реакции в молекулярной форме и расставить коэффициенты. Не забывать, что в молекулах продуктов реакции сумма зарядов равняется нулю. 
  3. После этого оформить РИО в виде полного ионного уравнения с учётом результатов распада на ионы, как исходных, так и полученных веществ. Формулы растворимых соединений записать в виде ионов (в таблице растворимости они обозначены буквой «Р»). Молекулярные формулы применить для написания нерастворимых веществ. Иметь в виду: малорастворимые соединения («М») в левой части следует записывать в ионной форме, в правой – в молекулярной (считать их нерастворимыми). Для подсчёта суммарного коэффициента реакции произвести сложение всех коэффициентов в обеих частях уравнения.
  4. Записать краткую форму ионного уравнения, сократив одинаковые ионы в левой и правой части. Коэффициенты сделать минимальными, суммы зарядов и слева, и справа должны быть одинаковыми. Аналогично п.3 сделать подсчёт суммарного коэффициента реакции.

Примеры РИО с выделением газа и выпадением осадка

  1. Пример ионнообменной реакции с выделением углекислого газа и воды (реагенты соль и кислота):
    • Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2↑ + H2O – уравнение в молекулярной форме;
    • 2Na+ + CO32- + 2H+ + SO42- = 2Na+ + SO42- + CO2↑ + H2O – уравнение в полной ионно-молекулярной форме;
    • CO32- + 2H+ = CO2↑ + H2O – уравнение в сокращённой ионно-молекулярной форме.
  2. Пример ионообменной реакции с образованием нерастворимого сернокислого свинца:
    • Pb(NO3)2 + K2SO4 = PbSO4 + 2KNO3 – уравнение в молекулярной форме; 
    • Pb2+ + 2NO3- + 2K+ + SO42- = PbSO4↓ + 2K+ + 2NO3- – уравнение в полной ионно-молекулярной форме;
    • Pb2+ + SO42- = PbSO4↓ – уравнение в сокращённой ионно-молекулярной форме.

Применение РИО

Во многих отраслях индустрии, сельском хозяйстве, в решении проблем экологии используются реакции ионного обмена. Несколько примеров применения РИО.

  • Для обессоливания (деминерализации) воды с помощью катионитных и анионитных колонок. Катиониты поглощают ионы Ca2+, Mg2+, заменяя их на ионы H+. На анионите группа OH- заменяется анионами Cl-. В итоге получается почти дистиллированная вода.
  • Для опреснения воды в космических кораблях и морских судах.
  • Для обеспечения ионного обмена в почвах, что помогает улучшению их агротехнических свойств.
  • Для извлечения ценных примесей (уран, золото, серебро).
  • Для удаления ионов тяжелых металлов при очистке промышленных сточных вод.

В заключении интересный факт: домашние хозяйки, сами того не зная, используют правило Бертолле, когда применяют реакцию ионного обмена между столовым уксусом и пищевой содой. Выделяющийся при этом газ способствует «поднятию» теста.

Примечание важное для сдачи ЕГЭ по химии

Чтобы реакции ионного обмена протекали, необходимо, чтобы выполнялись не только условия: образование осадка, газа или воды, но и вещества –реагенты должны быть растворимыми.  

Например:

  1. CuS + Fe(NO3)2 ≠ FeS + Cu(NO3)2
    • реакция не идет, потому что FeS –  нерастворим, а так же нерастворимой солью является соль – реагент сульфид меди – (CuS).
  2. Na2CO3 +  CaCl2 = CaCO3↓+  2NaCl
    • реакция протекает, так как карбонат кальция нерастворим и соли – реагенты являются  растворимыми.
  3. Cu(OH)2 + Na2S – не протекает,
    • Чтобы соль с основанием реагировали,  необходима растворимость их обоих. 
    • Cu(OH)2 – нерастворим, хотя потенциальный продукт CuS был бы осадком. В одной системе 2-х осадков не бывает.
  4. 2NaOH + Cu(NO3)2 = Cu(OH)2 ↓+ 2NaNO3
    • реакция протекает, так оба исходных вещества растворимы и дают осадок Cu(OH)2:
    • Это требование не распространяется на растворимость исходных веществ дальше реакций соль1+ соль2   и   соль + основание.
    • Все растворимые кислоты  реагируют со всеми карбонатами, в том числе нерастворимыми.

Вывод: 

  • Соль1+ соль2 — реакция идет если исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок
  • Соль + гидроксид металла – реакция идет, если в исходные вещества растворимы и в продуктах есть садок или гидроксид аммония.

Смотри также:

Источник: https://bingoschool.ru/manual/reakczii-ionnogo-obmena/

Реакции ионного обмена и условия их осуществления – HIMI4KA

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ  РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ  ЭЛЕКТРОЛИТОВ
ОГЭ 2018 по химии › Подготовка к ОГЭ 2018

Реакциями ионного обмена называют химические реакции, которые протекают между ионами без изменения степеней окисления элементов и приводят к обмену составных частей реагентов.

Уравнения обменных реакций записывают в молекулярной форме (с указанием формул всех реагирующих веществ со стехиометрическими коэффициентами); в полной ионной форме (с указанием всех существующих в растворе ионов) и в сокращённой ионной форме (с указанием только тех ионов, которые непосредственно взаимодействуют между собой). При написании уравнений реакций в ионной форме формулы малодиссоциирующих веществ (слабых электролитов) записывают в молекулярной форме.

Уравнения реакций обмена в водных растворах электролитов составляют так.

  1. Записывают в левой части уравнения все формулы веществ, вступивших в реакцию, в молекулярной или ионной форме.
  2. Руководствуясь знаниями физико-химических свойств реагентов и таблицами растворимости веществ, составляют формулы продуктов реакции.
  3. Проверяют число атомов каждого элемента в обеих частях уравнения и определяют необходимые стехиометрические коэффициенты перед формулами.

Реакции ионного обмена в растворах электролитов протекают практически необратимо и до конца, если в качестве продуктов образуются осадки (малорастворимые вещества), газы (легколетучие вещества), слабые электролиты (малодиссоциированные соединения) и комплексные ионы.

Если при взаимодействии растворов электролитов не образуется ни одно из указанных видов соединений, химическое взаимодействие практически не происходит.

Уравнения обменных реакций можно записать в молекулярной форме, полной ионной форме, с указанием всех существующих в растворе ионов и в сокращённой ионной форме, которая, собственно, и выражает взаимодействие ионов. Следует отметить, что при написании уравнений реакций в ионной форме малодиссоциирующие вещества (слабые электролиты) записывают в молекулярной форме.

Пример 1. Реакция между нитратом свинца и сульфатом калия. В результате этой реакции образуется нерастворимый сульфат свинца и выделяется растворимый нитрат калия:

(молекулярная форма),

(полная ионно-молекулярная форма),

(сокращённая ионно-молекулярная форма).

Пример 2. Взаимодействие карбоната натрия с серной кислотой. При этом выделяется углекислый газ и вода, а в растворе остаются катионы натрия и сульфат-ионы:

(молекулярная форма),

(полная ионно-молекулярная форма),

(сокращённая ионно-молекулярная форма).

Пример 3. Реакция между азотной кислотой и едким калием. В результате данной реакции образуется малодиссоциированное соединение — вода и в растворе остаются катионы калия и нитрат-ионы:

(молекулярная форма),

(полная ионно-молекулярная форма),

(сокращённая ионно-молекулярная форма).

Тренировочные задания

1. Осадок образуется при взаимодействии водных растворов

1) NaBr и CaCl2
2) Ba(NO3)2 и AlCl3
3) Na2CO3 и HCl
4) LiCl и Na3PO4

2. Газ выделяется при взаимодействии водных растворов

1) KCl и BaCO3
2) HCl и BaCO3
3) BaCl2 и Al2(SO4)3
4) NaCl и Ca(NO3)2

3. Краткое ионное уравнение H+ + OH– = H2O описывает взаимодействие

1) гидроксида кальция и фосфорной кислоты 2) гидроксида лития и фосфорной кислоты 3) гидроксида натрия и бромоводородной кислоты

4) гидроксида алюминия и бромоводородной кислоты

4. Краткое ионное уравнение 3Ba2+ + 2PO43– = Ba3(PO4)2↓ описывает взаимодействие

1) карбоната бария и фосфорной кислоты 2) карбоната бария и фосфата натрия 3) хлорида бария и фосфорной кислоты

4) хлорида бария и фосфата натрия

5. Краткое ионное уравнение Ba2+ + SO42– = BaSO4↓ описывает взаимодействие

1) хлорида бария и сульфата натрия 2) хлорида бария и сернистой кислоты 3) гидроксида бария и сульфата натрия

4) гидроксида бария и серной кислоты

6. Краткое ионное уравнение Ag+ + Cl– = AgCl↓ описывает взаимодействие

1) хлорида кальция и бромида серебра 2) фосфата серебра и соляной кислоты 3) карбоната серебра и хлорида натрия

4) нитрата серебра и хлорида калия

7. Краткое ионное уравнение H+ + OH– = H2O отвечает взаимодействию

1) азотной кислоты и гидроксида железа (III) 2) бромоводородной кислоты и гидроксида натрия 3) азотной кислоты и гидроксида меди

4) сернистой кислоты и гидроксида кальция

8. Краткое ионное уравнение 2Н+ + S2– = Н2S↑ отвечает взаимодействию

1) соляной кислоты и сульфида железа (II) 2) сернистой кислоты и сульфида калия 3) азотной кислоты и сульфида меди

4) азотной кислоты и сульфида натрия

9. Краткое ионное уравнение 2Н++ CO32– = CO2↑ + H2O отвечает взаимодействию

1) соляной кислоты и карбоната кальция 2) сернистой кислоты и карбоната бария 3) азотной кислоты и карбоната калия

4) серной кислоты и карбоната бария

10. Краткое ионное уравнение 2Н++ CaCO3 = Ca2++ CO2↑ + H2O отвечает взаимодействию

1) соляной кислоты и карбоната кальция 2) сернистой кислоты и карбоната кальция 3) фосфорной кислоты и карбоната кальция

4) серной кислоты и карбоната кальция

11. Краткое ионное уравнение Al3+ + 3OH– = Al(OH)3↓ отвечает взаимодействию

1) сульфата алюминия и гидроксида кальция 2) сульфата алюминия и гидроксида бария 3) сульфата алюминия и гидроксида меди

4) сульфата алюминия и гидроксида натрия

12. Краткое и полное ионное уравнения совпадают для реакции

1) соляной кислоты и карбоната калия 2) уксусной кислоты и карбоната бария 3) уксусной кислоты и гидроксида калия

4) серной кислоты и гидроксида калия

13. Одновременно в растворе не могут существовать ионы

1) Ba2+, Fe2+, PO43–, CO32–
2) Ba2+, NO3–, Cl–, K+
3) CH3COO–, Li+, Br–, Al3+
4) Mg2+, Br–, K+, Cl–

14. Одновременно в растворе могут существовать ионы

1) Ba2+, Fe2+, PO43–, SO42–
2) Ba2+, SO42–, Ca2+, PO43–
3) Na+, Ba2+, NO3–, Cl–
4) Mg2+, Ca2+, SO32–, CO32–

15. Образование осадка происходит при взаимодействии водных растворов

1) Al(OH)3 и H2SO4
2) Ba(OH)2 и HNO3
3) Ba(OH)2 и Na2SO4
4) Ca(NO3)2 и KCl

16. Образование газа происходит при взаимодействии водных растворов

1) сульфата калия и хлорида бария 2) гидроксида алюминия и серной кислоты 3) хлорида кальция и карбоната натрия

4) соляной кислоты и карбоната натрия

17. С выпадением осадка протекает реакция ионного обмена между растворами

1) нитрата натрия и фторида калия 2) хлорида алюминия и избытка гидроксида калия 3) нитрата серебра и фторида натрия

4) нитрата магния и гидроксида калия

18. С выделением газа протекает реакция ионного обмена между растворами

1) карбоната калия и бромоводородной кислоты 2) сульфата натрия и гидроксидом калия 3) нитрата серебра и бромида цинка

4) нитрата алюминия и гидроксида бария

19. С выделением газа протекает реакция ионного обмена между растворами

1) гидроксида бария и азотной кислоты 2) сульфата алюминия и нитрата бария 3) нитрата серебра и йодида лития

4) азотной кислотой и карбоната аммония

20. С выделением воды протекает реакция ионного обмена между растворами

1) нитрата меди и хлорида железа 2) гидрокарбоната натрия и гидроксида натрия 3) нитрата ртути и бромида лития

4) нитрата аммония и нитрита натрия

Ответы

Источник: https://himi4ka.ru/ogje-2018-po-himii/urok-11-reakcii-ionnogo-obmena-i-uslovija-ih-osushhestvlenija.html

Ионные уравнения

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ  РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ  ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Статьи

Основное общее образование

Линия УМК В. В. Лунина. Химия (8-9)

Химия

Ионные уравнения — неотъемлемая часть сложной и интересной химической науки. Такие уравнения позволяют наглядно увидеть, какие ионы вступают в химические превращения. В виде ионов записывают вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации. Разберем историю вопроса, алгоритм составления ионных уравнений и примеры задач.

06 июня 2019

Еще древние алхимики, проводя нехитрые химические реакции в поисках философского камня и записывая в толстые фолианты результаты своих исследований, использовали определенные знаки для химических веществ.

У каждого ученого была своя система, что неудивительно: каждый хотел защитить свои тайные знания от происков завистников и конкурентов. И лишь в VIII веке появляются единые обозначения для некоторых элементов.

В 1615 году Жан Бегун в своей книге «Начала химии», что по праву считается одним из первых учебников в этом разделе естествознания, предложил использовать условные обозначения для записи химических уравнений.

И лишь в 1814 году шведский химик Йонс Якоб Берцелиус создал систему химических символов на основе одной или двух первых букв латинского названия элемента, подобную той, с которой ученики знакомятся на уроках.

В восьмом классе (параграф 12, учебник «Химия. 8 класс» под редакцией В.В. Еремина) ребята научились составлять молекулярные уравнения реакций, где и реагенты, и продукты реакций представлены в виде молекул.

Однако это упрощенный взгляд на химические превращения. И об этом задумывались ученые уже в XVIII веке.

Аррениус в результате своих экспериментов выяснил, что растворы некоторых веществ проводят электрический ток. И доказал, что вещества, обладающие электропроводностью, в растворах находятся в виде ионов: положительно заряженных катионов и отрицательно заряженных анионов. И именно эти заряженные частицы вступают в реакции.

ЧТО ТАКОЕ ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ

Ионные уравнения реакций — это химические равенства, в которых вещества, вступающие в реакцию, и продукты реакций обозначены в виде диссоциированных ионов. Уравнения данного типа подходят для записи химических реакций замещения и обмена в растворах.

Ионные уравнения — неотъемлемая часть сложной и интересной химической науки. Такие уравнения позволяют наглядно увидеть, какие ионы вступают в химические превращения.

В виде ионов записывают вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации (тема подробно разбирается в параграфе 10, учебник «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина).

В виде молекул записывают газы, вещества, выпадающие в осадок, и слабые электролиты, которые практически не диссоциируют. Газы обозначаются стрелкой вверх (↑), субстанции, выпадающие в осадок, стрелкой вниз (↓).

ОСОБЕННОСТИ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ

1. Реакции ионного обмена, в отличие от окислительно-восстановительных реакций, протекают без нарушения валентности веществ, вступающих в химические превращения.

 — окислительно-восстановительная реакция

 — реакция ионного обмена

2. Реакции между ионами протекают при условии образования в ходе реакции плохорастворимого осадка, выделения летучего газа или образования слабых электролитов.

CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑+ H2O

Удивительно, что реакции обмена могут проходить даже с нерастворимыми солями слабых кислот. В этом случае сильная кислота вытесняет слабую из ее солей. В качестве примера можно привести сокращенное ионное уравнение разведения карбоната кальция в сильных кислотах.

АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ ИОННОГО УРАВНЕНИЯ

  1. Записываем молекулярное уравнение химического процесса.

    H2SO4 + KOH = K2SO4 + H2O

  2. Балансируем молекулярное уравнение с помощью коэффициентов.

    Чтобы правильно сбалансировать равенство, нужно вспомнить закон сохранения массы веществ (параграф 12, «Химия. 8 класс» под редакцией В.В. Еремина), согласно которому в ходе химических превращений новые атомы не появляются, а старые не разрушаются. Т.е. число атомов в продуктах реакции равно числу атомов в исходных веществах. Помним, что водород и кислород уравниваем в последнюю очередь.

    H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O

  3. Определяем, какие вещества в химической реакции диссоциируют, т.е. распадаются на ионы.

    Записываем в виде ионов:

    • растворимые соли;
    • сильные кислоты (H2SO4, HNO3, HCl и др.);
    • растворимые в воде основания.

    Записываем в виде молекул:

    • нерастворимые соли;
    • слабые кислоты, щелочи, вода;
    • оксиды;
    • газы;
    • простые вещества;
    • большинство органических соединений.

    Если есть сомнения в растворимости реагента или продукта реакции, можно проверить по специальной таблице, которая является справочным материалом, ей можно пользоваться на различных экзаменах.

    В таблице, помимо растворимости соединений, представлены также заряды катионов и анионов, участвующих в реакциях.

  4. Определяем многоатомные ионы.

    Это необходимо сделать, т.к. данные соединения не разлагаются на отдельные атомы и имеют свой заряд. Чаще всего в химических превращениях участвуют следующие многоатомные ионы: 

  5. Записываем равенство таким образом, чтобы все диссоциирующие субстанции были представлены в виде катионов и анионов.

    Проверяем, чтобы уравнение было сбалансировано, т.е. количество различных атомов в частях с реагентами и продуктами реакции совпадало.

    На данном этапе мы получили полное ионное уравнение.

  6. Вычеркиваем идентичные ионы в обеих частях равенства, т.е. катионы и анионы с одинаковыми нижними индексами и зарядами, и переписываем равенство без данных ионов.

    2H + 2OH = 2H2O

    Проверяем, чтобы количество атомов элементов совпадало в правой и левой частях уравнения. Таким образом получаем краткое ионное уравнение.

Задача 1

Выясните, произойдет ли химическое взаимодействие между растворами гидроксида калия и хлорида аммония. (Записать для реакции молекулярное, полное ионное и сокращенное ионное уравнение.)

  1. Записываем молекулярное уравнение, проверяем коэффициенты.

    KOH + NH4Cl = KCl + NH4OH

    Помним, что гидроксид аммония — нестабильное соединение и разлагается на аммиак и воду.

    Записываем окончательное уравнение:

    KOH (p) + NH4Cl (p) = KCl (p) + NH3↑+ H2O

    NB! Благодаря летучести и резкому раздражающему запаху 3%-й раствор NH3 называется «нашатырный спирт» и используется в медицине.

  2. Подсматривая в таблицу растворимости, помечаем полное ионное уравнение, не забывая о зарядах ионов.

  3. Вычеркивая идентичные катионы и анионы в обеих частях реакции, составляем краткое ионное уравнение.

  4. Делаем вывод: химическая реакция между гидроксидом калия и хлоридом аммония протекает с образованием воды и выделением аммиака — летучего газа с резким запахом.

Задача 2

А сейчас выполним задание из учебника «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина.

Налейте в пробирку 1 мл раствора карбоната натрия и аккуратно прилейте к нему пару капелек соляной кислоты.

Что происходит?

Составьте уравнение реакции, напишите полное и сокращенное ионные уравнения.

  1. Записываем реакцию в молекулярном виде, расставляем коэффициенты, если это необходимо.

    Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2

  2. Подсматривая в таблицу растворимости, записываем полное ионное уравнение, не забывая отмечать заряды ионов.

  3. Вычеркивая одинаковые катионы и анионы в правой и левой частях равенства, составляем краткое ионное уравнение.

    Вопрос «Что происходит?» остался без ответа. К сожалению, в домашних условиях этот опыт осуществить трудновато, так как стиральной содой уже давно никто не пользуется, да и соляную кислоту в аптеке уже не продают. Но примерно такой же визуальный эффект можно наблюдать, если смешать раствор пищевой соды с раствором уксусной кислоты.

#ADVERTISING_INSERT#

Источник: https://rosuchebnik.ru/material/ionnye-uravneniya/

Химия / 9 класс: Урок № 10: «Реакции ионного обмена и условия их протекания»

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ  РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ  ЭЛЕКТРОЛИТОВ

     Основная цель урока: узнать сущность и определение реакций ионного обмена, условия осуществления данных реакций.

     Ссылка на видеоурок:

0RCFox-oR_o

Конспект урока

     Многие химические реакции протекают в водных растворах. Если в этих реакциях участвуют электролиты, то нужно учитывать, что эти вещества находятся в водном растворе в диссоциированном состоянии, то есть в виде ионов (сильные электролиты) или частично в виде ионов (слабые электролиты).

     Химические реакции между ионами называют ионными реакциями.

     Таким образом, реакции между водными растворами электролитов — это реакции, в которых участвуют ионы. Поэтому такие реакции называются ионными реакциями.

     Ионные реакции возможны только в том случае, если между ионами происходит химическое взаимодействие, т. е. какие-либо ионы одного электролита и какие-либо ионы другого электролита связываются друг с другом и образуют:

     ·  нерастворимое вещество, выпадающее в виде осадка;

     ·  газообразное вещество;

     ·  молекулы малодиссоциирующего вещества (слабого электролита).

     Уравнения ионных реакций называют ионными уравнениями.

     При составлении ионных уравнений формулы малодиссоциирующих, нерастворимых и газообразных веществ записываются в молекулярном виде. Затем по таблице растворимости проверяют все вещества на растворимость.

Если вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз (↓). Если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх (↑).

     1.Реакции ионного обмена с образованием осадка.

     Рассмотрим первый случай, когда реакции ионного обмена протекают до конца: ионы связываются и образуют нерастворимое вещество, которое выпадает в осадок.

     Смешаем растворы сульфата натрия и хлорида бария (см. рисунок).

     В результате химической реакции выпадет белый осадок сульфата бария.

Молекулярное уравнение реакции выглядит так:

     Перепишем это уравнение, изобразив сильные электролиты в виде ионов, а нерастворимое вещество, уходящее из сферы реакции — в молекулярном виде. Получившееся уравнение — полное ионное уравнение реакции: 

     Если исключить из обеих частей равенства одинаковые ионы, которые не участвуют в реакции, то получится сокращённое ионное уравнение реакции

     Сокращённое ионное уравнение показывает, что сущность реакции сводится к взаимодействию ионов бария  Ba2+  и сульфат-ионов SO42- , в результате которого образуется осадок сульфата бария  BaSO4↓.

     При этом неважно, в состав каких веществ-электролитов входили эти ионы до реакции. Это могли быть растворы серной кислоты и нитрата бария, или сульфата аммония и хлорида бария и т. д. Сокращённое ионное уравнение реакций этих пар веществ будет иметь вид:

 

     Таким образом, если в любых водных растворах электролитов содержатся ионы бария и сульфат-ионы, то они всегда взаимодействуют между собой, образуя белый осадок сульфата бария. Такие реакции для обнаружения ионов (веществ) и называются качественными реакциями.

2. Реакции ионного обмена с выделением газа.

     Реакции ионного обмена в водных растворах электролитов также возможны, когда в результате реакции образуются газообразные (летучие) вещества.

     Если в пробирку с раствором карбоната натрия прилить раствор соляной кислоты, будет наблюдаться характерное «вскипание» из-за выделяющегося углекислого газа (см. рисунок).

     Запишем молекулярное и ионные уравнения протекающей ионной реакции.

     · Молекулярное уравнение:

     · Полное ионное уравнение:

     · Сокращённое ионное уравнение:


     Данная реакция протекает до конца, так как образуется газ. Таким образом, сущность данной реакции заключается во взаимодействии ионов водорода с карбонат-ионом, в результате которого образуется вода и выделяется углекислый газ. Если вместо рассмотренных веществ взять растворы азотной кислоты и карбоната калия, результат будет таким же.

      Случаи, в которых при реакциях обмена образуется газообразное вещество:

     1. Образование сероводорода .

     2. Образование угольной кислоты. 

     3. Образование сернистой кислоты.

     4. Образование гидроксида аммония. В последних трех случаях образующиеся вещества являются нестабильными и распадаются на более простые.

     3.Реакции ионного обмена с образованием воды.

     Рассмотрим третий случай, когда реакции обмена в водных растворах электролитов протекают до конца. При этом образуется малодиссоциирующее вещество, например, вода.

     Если к раствору гидроксида натрия, окрашенного фенолфталеином в малиновый цвет, прилить избыток раствора азотной кислоты, то раствор обесцветится. Изменение окраски служит доказательством протекания химической реакции.

      ·  Запишем молекулярное уравнение реакции:

      · Полное ионное уравнение этой реакции:

     · В итоге сокращённое ионное уравнение реакции выглядит так:

     Данная реакция протекает до конца, так как образуется малодиссоциируемое вещество –  вода.

     Реакция взаимодействия сильной кислоты и щёлочи называется реакцией нейтрализации.

     Таким образом, реакции ионного обмена протекают в том случае, если:

      1. Образуется осадок (определяется по таблице растворимости).

      2. Выделяется газ (четыре случая).

      3. Образуется малодиссоциируемое соединение (например, вода).

     Способности ионов вступать в строго определенные химические реакции используется для их обнаружения в водных растворах.

Например, ионы серебра можно обнаружить в растворе с помощью хлорид-ионов, при их взаимодействии выпадает белый хлопьевидный осадок.

Реакции, с помощью которых определяют наличие того или иного иона называют качественной реакцией, а вещество, с помощью которого обнаруживают тот или иной ион – реагентом.

Пропустить Навигация

Источник: https://edu.gospmr.org/mod/page/view.php?id=4681

Ваш педагог
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: