Тема: Химическая связь. Электролитическая диссоциация
Урок: Составление уравнений реакций ионного обмена
Составим уравнение реакции между гидроксидом железа (III) и азотной кислотой.
Fe(OH) 3 + 3HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
(Гидроксид железа (III) является нерастворимым снованием, поэтому не подвергается . Вода - малодиссоциируемое вещество, на ионы в растворе практически недиссоциировано.)
Fe(OH) 3 + 3H + + 3NO 3 - = Fe 3+ + 3NO 3 - + 3H 2 O
Зачеркнем одинаковое количество нитрат-анионов слева и справа, запишем сокращенное ионное уравнение:
Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O
Данная реакция протекает до конца, т.к. образуется малодиссоциируемое вещество - вода.
Составим уравнение реакции между карбонатом натрия и нитратом магния.
Na 2 CO 3 + Mg(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + MgCO 3 ↓
Запишем данное уравнение в ионной форме:
(Карбонат магния является нерастворимым в воде веществом, следовательно, на ионы не распадается.)
2Na + + CO 3 2- + Mg 2+ + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + MgCO 3 ↓
Зачеркнем одинаковое количество нитрат-анионов и катионов натрия слева и справа, запишем сокращенное ионное уравнение:
CO 3 2- + Mg 2+ = MgCO 3 ↓
Данная реакция протекает до конца, т.к. образуется осадок - карбонат магния.
Составим уравнение реакции между карбонатом натрия и азотной кислотой.
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O
(Углекислый газ и вода - продукты разложения образующейся слабой угольной кислоты.)
2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + CO 2 + H 2 O
CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O
Данная реакция протекает до конца, т.к. в результате нее выделяется газ и образуется вода.
Составим два молекулярных уравнения реакций, которым соответствует следующее сокращенное ионное уравнение: Ca 2+ + CO 3 2- = CaCO 3 .
Сокращенное ионное уравнение показывает сущность реакции ионного обмена. В данном случае можно сказать, что для получения карбоната кальция необходимо, чтобы в состав первого вещества входили катионы кальция, а в состав второго - карбонат-анионы. Составим молекулярные уравнения реакций, удовлетворяющих этому условию:
CaCl 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2KCl
Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2NaNO 3
1. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрель, 2007. (§17)
2. Оржековский П.А. Химия: 9-ый класс: учеб для общеобр. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013. (§9)
3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009.
4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008.
5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003.
Дополнительные веб-ресурсы
1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме): ().
2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь»: ().
Домашнее задание
1. Отметьте в таблице знаком «плюс» пары веществ, между которыми возможны реакции ионного обмена, идущие до конца. Составьте уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде.
|
Реагирующие вещества |
K 2 CO 3 |
AgNO 3 |
FeCl 3 |
HNO 3 |
|
|
CuCl 2 |
|||||
2. с. 67 №№ 10,13из учебника П.А. Оржековского «Химия: 9-ый класс» / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013.
1 . Составляется молекулярное уравнение реакции . Формулы веществ записываются в соответствии с правилом валентности. Рассчитываются (если необходимо) коэффициенты в соответствии с законом сохранения массы веществ.
2 . Составляется полное ионно-молекулярное уравнение . В молекулярной форме следует записывать малорастворимые и газообразные вещества, а также слабые электролиты (табл. 4.4, 4.5). Все эти вещества или не образуют в растворах ионов, или образуют их очень мало. В видеионов записывают сильные кислоты и основания, а также растворимые соли. Эти электролиты существуют в растворе в виде ионов, но не молекул.
3 . Составляется сокращённое ионно-молекулярное уравнение . Ионы, которые в ходе реакции не изменяются, сокращаются. Полученное уравнение показывает суть реакции.
Таблица 4.5
Растворимость солей кислот и оснований в воде
Примечание. Р ─ растворимое вещество, М ─ малорастворимое,
Н ─ нерастворимое, «─» ─ разлагается водой
В качестве примера решим вопрос о том, в каком случае произойдет химическое взаимодействие: если к раствору хлорида кальция добавить раствор нитрата натрия или сульфата натрия? Ответ подтвердите, написав ионно-молекулярные реакции.
Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций, указав растворимость всех участников реакции (Р – растворимое,Н – нерастворимое). Все растворимые соли являются сильными электролитами.
CaCl 2 + 2NaNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NaCl; CaCl 2 + Na 2 SO 4 → CaSO 4 ↓ + 2NaCl.
Р Р Р Р Р Р Н Р
В соответствии с правилами написания ионно-молекулярных уравнений сильные, растворимые электролиты запишем в виде ионов, аслабые или нерастворимые – в виде молекул.
Ca 2+ + 2Cl ‾ + 2Na + + 2NO 3 ‾ → Ca 2+ + 2NO 3 ‾ + 2Na + + 2Cl‾;
Ca 2+ + 2Cl ‾ + 2Na + + SO 4 2‾ → CaSO 4 ↓ + 2Na + + 2Cl ‾ .
В первом случае все ионы сокращаются, а во втором – сокращенное ионно-молекулярное уравнение имеет вид: Ca 2+ + SO 4 2‾ → CaSO 4 ↓, т.е. в данном случае имеет место химическое взаимодействие с образованием малорастворимого вещества. Данная реакция является практически необратимой , т.к. в обратном направлении, т.е. в сторону растворения осадка, она протекает в очень незначительной степени (рис. 4.6).
Рассмотрим реакции, приводящие к образованию слабого электролита и газа (рис. 4.7).
NH 4 Cl + KOH → NH 4 OH + KCl,
NH 4 + + Cl¯ + K + + OH¯ → NH 4 OH + K + + Cl¯,
NH 4 + + OH¯ → NH 4 OH.
Na 2 CO 3 + 2 HCl → 2 NaCl + H 2 CO 3 (H 2 O + CO 2 ),
2 Na + + CO 3 2 ¯ + 2 H + + 2 Cl → 2 Na + + 2 Cl¯ + H 2 O + CO 2 ,
2 H + + CO 3 2 ¯ → H 2 O + CO 2 .
Рис. 4.6 – Практически необратимая реакция двойного обмена с образованием осадка
Рис. 4.7 – Практически необратимые реакции двойного обмена
с образованием слабого электролита и газа
Если малорастворимые или малодиссоциирующие вещества есть и среди исходных веществ и среди продуктов реакции, то ионно-молекулярное равновесие смещается в сторону менее диссоциирующего или менее растворимого электролита.
СН 3 СООН + NaOH ↔ CH 3 COONa + H 2 O,
СН 3 СООН + Na + + OH¯ ↔ СН 3 СОО¯ +Na + + H 2 O,
СН 3 СООН + OH¯ ↔ СН 3 СОО¯ + H 2 O.
слабая кислота слабый электролит
Константа диссоциации уксусной кислоты равна около 10 –5 , а воды около 10 –16 , т.е. вода является более слабым электролитом и равновесие смещено в сторону образования продуктов реакции.
На смещении ионно-молекулярного равновесия основано растворение малорастворимого гидроксида магния при добавлении порциями раствора хлорида аммония:
Mg(OH) 2 + 2 NH 4 Cl ↔ MgCl 2 + 2 NH 4 OH,
Mg(OH) 2 + 2 NH 4 + + 2 Cl¯ ↔ Mg 2+ + 2 Cl¯ + 2 NH 4 OH,
Mg(OH) 2 + 2 NH 4 + ↔ Mg 2+ + 2 NH 4 OH.
Введение дополнительных порций иона NH 4 + смещает равновесие в сторону продуктов реакции.
Сбалансируйте полное молекулярное уравнение. Прежде чем приступить к записи ионного уравнения, следует сбалансировать исходное молекулярное уравнение. Для этого необходимо расставить соответствующие коэффициенты перед соединениями, так чтобы число атомов каждого элемента в левой части равнялось их количеству в правой части уравнения.
- Запишите число атомов каждого элемента по обе стороны уравнения.
- Добавьте перед элементами (кроме кислорода и водорода) коэффициенты, так чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаковым.
- Сбалансируйте атомы водорода.
- Сбалансируйте атомы кислорода.
- Пересчитайте количество атомов каждого элемента по обе стороны уравнения и убедитесь, что оно одинаково.
- Например, после балансировки уравнения Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni получаем 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.
Определите, в каком состоянии находится каждое вещество, которое участвует в реакции. Часто об этом можно судить по условию задачи. Есть определенные правила, которые помогают определить, в каком состоянии находится элемент или соединение.
Определите, какие соединения диссоциируют (разделяются на катионы и анионы) в растворе. При диссоциации соединение распадается на положительный (катион) и отрицательный (анион) компоненты. Эти компоненты затем войдут в ионное уравнение химической реакции.
Посчитайте заряд каждого диссоциировавшего иона. При этом помните, что металлы образуют положительно заряженные катионы, а атомы неметаллов превращаются в отрицательные анионы. Определите заряды элементов по таблице Менделеева. Необходимо также сбалансировать все заряды в нейтральных соединениях.
Перепишите уравнение так, чтобы все растворимые соединения были разделены на отдельные ионы. Все что диссоциирует или ионизируется (например, сильные кислоты) распадется на два отдельных иона. При этом вещество останется в растворенном состоянии (р-р ). Проверьте, чтобы уравнение было сбалансировано.
- Твердые вещества, жидкости, газы, слабые кислоты и ионные соединения с низкой растворимостью не изменят своего состояния и не разделятся на ионы. Оставьте их в прежнем виде.
- Молекулярные соединения просто рассеются в растворе, и их состояние изменится на растворенное (р-р ). Есть три молекулярных соединения, которые не перейдут в состояние (р-р ), это CH 4(г ) , C 3 H 8(г ) и C 8 H 18(ж ) .
- Для рассматриваемой реакции полное ионное уравнение запишется в следующем виде: 2Cr (тв ) + 3Ni 2+ (р-р ) + 6Cl - (р-р ) --> 2Cr 3+ (р-р ) + 6Cl - (р-р ) + 3Ni (тв ) . Если хлор не входит в состав соединения, он распадается на отдельные атомы, поэтому мы умножили количество ионов Cl на 6 с обеих сторон уравнения.
Сократите одинаковые ионы в левой и правой части уравнения. Можно вычеркнуть лишь те ионы, которые полностью идентичны с обеих сторон уравнения (имеют одинаковые заряды, нижние индексы и так далее). Перепишите уравнение без этих ионов.
- В нашем примере обе части уравнения содержат 6 ионов Cl - , которые можно вычеркнуть. Таким образом, получаем краткое ионное уравнение: 2Cr (тв ) + 3Ni 2+ (р-р ) --> 2Cr 3+ (р-р ) + 3Ni (тв ) .
- Проверьте результат. Суммарные заряды левой и правой частей ионного уравнения должны быть равны.
При растворении в воде не все вещества имеют способность проводить электрический ток. Те соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами . Электролиты проводят ток за счет так называемой ионной проводимости, которой обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания). Существуют вещества, имеющие сильнополярные связи, но в растворе при этом подвергаются неполной ионизации (например, хлорид ртути II) – это слабые электролиты. Многие органические соединения (углеводы, спирты), растворенные воде, не распадаются на ионы, а сохраняют свое молекулярное строение. Такие вещества электрический ток не проводят и называются неэлектролитами .
Приведем некоторые закономерности, руководствуясь которыми можно определить к сильным или слабым электролитам относится то или иное соединение:
- Кислоты . К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 . Почти все остальные кислоты – слабые электролиты.
- Основания . Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (исключая Be). Слабый электролит – NH 3 .
- Соли. Большинство распространенных солей – ионных соединений, — электролиты сильные. Исключения составляют, в основном, соли тяжелых металлов.
Теория электролитической диссоциации
Электролиты, как сильные, так и слабые и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и . Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С. Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.
Электролитическая диссоциация предполагает, что молекулы электролита в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы, которые названы соответственно катионами и анионами.
Теория выдвигает следующие постулаты:
- В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.
- Диссоциация — явление обратимое и равновесное.
- Молекулы растворителя бесконечно слабо взаимодействуют (т.е. растворы близки к идеальным).
Разные электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит не только от природы самого электролита, но природы растворителя, а также концентрации электролита и температуры.
Степень диссоциации α , показывает какое число молекул n распалось на ионы, по сравнению с общим числом растворенных молекул N :
α = n/ N
При отсутствии диссоциации α = 0, при полной диссоциации электролита α = 1.
С точки зрения степени диссоциации, по силе электролиты делятся на сильные (α > 0,7), средней силы (0,3 > α > 0,7), слабые (α < 0,3).
Более точно процесс диссоциации электролита характеризует константа диссоциации , не зависящая от концентрации раствора. Если представить процесс диссоциации электролита в общем виде:
A a B b ↔ aA — + bB +
K = a · b /
Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению α на общую концентрацию электролита С таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать:
K = α 2 C/(1-α)
Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда
K = α 2 C
Отсюда нетрудно найти степень диссоциации
Ионно–молекулярные уравнения
Рассмотрим пример нейтрализации сильной кислоты сильным основанием, например:
HCl + NaOH = NaCl + HOH
Процесс представлен в виде молекулярного уравнения . Известно, что как исходные вещества, так и продукты реакции в растворе полностью ионизированы. Поэтому представим процесс в виде полного ионного уравнения :
H + + Cl — +Na + + OH — = Na + + Cl — + HOH
После «сокращения» одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения получаем сокращенное ионное уравнение:
H + + OH — = HOH
Мы видим, что процесс нейтрализации сводится к соединению H + и OH — и образованию воды.
При составлении ионных уравнений следует помнить, что в ионном виде записываются только сильные электролиты. Слабые электролиты, твердые вещества и газы записываются в их молекулярном виде.
Процесс осаждения сводится к взаимодействию только Ag + и I — и образованию нерастворимого в воде AgI.
Чтобы узнать способно ли интересующее нас вещество растворяться в воде, необходимо воспользоваться таблицей нерастворимости.
Рассмотрим третий тип реакций, в результате которой образуется летучее соединение. Это реакции взаимодействия карбонатов, сульфитов или сульфидов с кислотами. Например,
При смешении некоторых растворов ионных соединений, взаимодействия между ними может и не происходить, например
Итак, подводя итог, отметим, что химические превращения наблюдаются в случаях, если соблюдается одно из следующих условий:
- Образование неэлектролита . В качестве неэлектролита может выступать вода.
- Образование осадка.
- Выделение газа.
- Образование слабого электролита, например уксусной кислоты.
- Перенос одного или нескольких электронов. Это реализуется в окислительно – восстановительных реакциях.
- Образование или разрыв одной или нескольких .
SO 4 2- + Ba 2+ → BaSO 4 ↓
Алгоритм:
Подбираем к каждому иону противоион, пользуясь таблицей растворимости, чтобы получилась нейтральная молекула – сильный электролит.
1. Na 2 SO 4 + BaCl 2 → 2 NaCl + BaSO 4
2. BaI 2 + K 2 SO 4 → 2KI + BaSO 4
3. Ba(NO 33) 2 + (NH 4) 2 SO 4 → 2 NH 4 NO 3 + BaSO 4
Ионные полные уравнения:
1. 2 Na + + SO 4 2- + Ba 2- + 2 Cl‾ → 2 Na + + 2 Cl‾ + BaSO 4
2. Ba 2+ + 2 I‾ + 2 K + + SO 4 2- → 2 K + + 2 I‾ + BaSO 4
3. Ba 2+ + 2 NO 3 ‾ + 2 NH 4 + + SO 4 2- → 2 NH 4 + + 2 NO 3 ‾ + BaSO 4
Вывод: к одному краткому уравнению можно составить множество молекулярных уравнений.
ТЕМА 9. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролиз солей – ионообменная реакция соли с водой, приводя-
от греч. «гидро» щая к образованию слабого электролита (либо
Вода, «лизис» - слабого основания, либо слабой кислоты) и изме-
разложение нению среды раствора.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с
кислотой.
Сильное Слабое Сильная Слабая может быть образована
1. LiOH NH 4 OH или 1. Н 2 SO 4 все осталь- 1. Сильным основанием и
2. NaOH NH 3 · H 2 O 2. HNO 3 ные слабой кислотой.
3. KOH все осталь - 3. HCl 2. Слабым основанием и
4. RbOH ные 4. HBr сильной кислотой.
5. CsOH 5. HI 3. Слабым основанием и
6. FrOH 6. HClO 4 слабой кислотой.
7. Ca(OH) 2 4. Сильным основанием и
8. Sr(OH) 2 сильной кислотой.
9. Ва(ОН) 2
СОСТАВЛЕНИЕ ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫХ УРАВНЕНИЙ ГИДРОЛИЗА.
РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ: «ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ»
Задача № 1.
Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли Na 2 CO 3 .
Алгоритм Пример
1. Составить уравнение диссо-
циации соли на ионы. Na 2 CO 3 → 2Na + + CO 3 2- Na + →NaOН - сильное
2. Проанализировать, каким CO 3 2- →H 2 CO 3 - слабая
Основанием и какой кисло-
той образована соль. продукт
3. Сделать вывод, какой сла- гидролиза
бый электролит – продукт
гидролиза.
4. Написать уравнения гидроли-
I ступень.
А) составить краткое ионное I. а) CO 3 2- + H + │OH ‾ HCO 3 ‾ + OH ‾
уравнение, определить среду
раствора. pH>7, щелочная среда
Б) составить полное ионное б) 2Na + +CO 3 2- +HOH Na + +HCO 3 ‾ +Na + +OH ‾
уравнение, зная, что молеку-
ла – электронейтральная ча-
стица, подобрать к каждому
иону противоион.
В) составить молекулярное в) Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH
уравнение гидролиза.
Гидролиз протекает ступенчато, если слабое основание – многокислотное, а слабая кислота – многоосновная.
II ступень (см. алгоритм выше NaHCO 3 Na + + HCO 3 ‾
1, 2, 3, 4а, 4б, 4в). II. а) HCO 3 ‾ + HOH H 2 CO 3 + OH ‾
Б) Na + + HCO 3 ‾ H 2 CO 3 + Na + + OH ‾
В) NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH
Вывод: соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами подвергаются частичному гидролизу (по аниону), среда раствора щелочная (рН>7).
Задача № 2.
Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли ZnCl 2 .
ZnCl 2 → Zn 2+ + 2 Cl ‾ Zn 2+ → Zn(OH) 2 – слабое основание
Cl ‾ → HCl – сильная кислота
I. а) Zn 2+ + H + /OH ‾ ZnOH + + H + среда кислая, рН<7
Б) Zn 2+ + 2 Cl ‾ + HOH ZnOH + + Cl ‾ + H + + Cl ‾
В) ZnCl 2 + HOH ZnOHCl + HCl
II. а) ZnOH + + HOH Zn(OH) 2 + H +
Б) ZnOH + + Cl ‾ + HOH Zn(OH) 2 + H + + Cl ‾
В) ZnOHCl + HOH Zn(OH) 2 + HCl
Вывод: соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами подвергаются частичному гидролизу (по катиону), среда раствора кислая.
Задача № 3.
Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли Al 2 S 3 .
Al 2 S 3 → 2 Al 3+ + 3 S 2- Al 3+ → Al(OH) 3 – слабое основание
S 2- → H 2 S – слабая кислота
а), б) 2 Al 3+ + 3 S 2- + 6 HOH → 2 Al(OH) 3 ↓ + 3 H 2 S
в) Al 2 S 3 + 6 H 2 O → 2 Al(OH) 3 + 3 H 2S S
Вывод: соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами подвергаются полному (необратимому) гидролизу, среда раствора близка к нейтральной.