Составьте следующие уравнения химических реакций в ионном виде

Составьте следующие уравнения химических реакций в ионном виде

Практическая работа №2

Тема работы: Составление уравнений реакций в молекулярных и ионных формах.

Цель работы: Изучить условия протекания реакций ионного обмена и правила написания ионообменных реакций в молекулярной и ионной формах. Научиться составлять уравнения молекулярных и ионных реакций проходящих в растворах.

Правила выполнения практического занятия:

1.ознакомиться с теоретическим обоснованием практического занятия;

2.в соответствии с одним из вариантов произвести расчеты по формулам и уравнениям;

3.оформить отчет;

4.ответить на контрольные вопросы;

5.сдать зачет по практическому занятию.

Электролитической диссоциацией называется частичный или полный распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителей.

Диссоциация протекает в результате сложного физико-химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителей. Взаимодействие ионов с полярными молекулами растворителя называется сольватацией (для водных растворов –гидратацией) ионов. В растворах электролитов образуются сольватированные ионы.

Электролиты проводят электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии, так как в растворах имеются заряженные частицы: катионы и анионы.

Вещества, которые в растворенном или расплавленном состоянии не проводят электрического тока, называются неэлектролитами. Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью электролитической диссоциации. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы n к общему числу молекул N растворенного вещества:

hello_html_670af8cc.gif· 100%

Степень диссоциации выражается в процентах или долях единицы. Электролиты делятся на три группы: а) сильные, б) средние, в) слабые.

Кислотами с точки зрения электролитической диссоциации называются электролиты, образующие в водных растворах положительно заряженные ионы водорода и анионы кислотного остатка.

Ионы водорода являются характерными для кислот и определяют их свойства. Кислоты, являющиеся сильными электролитами: азотная HNO3, соляная HCl, бромоводородная HBr, иодоводородная HJ, серная H2SO4,марганцовая HMnO4 и другие.

Слабых электролитов значительно больше, чем сильных. Слабыми электролитами являются кислоты: сернистая H2SO3, фтороводородная HF, угольная H2CO3, сероводородная H2S, уксусная CH3COOH и др.

Классификация электролитов

Степень электролитической диссоциации

Сила электролита

Примеры

α > 30%

сильные

кислоты

H2SO4, HNO3,HCl, HBr, HI

основания

Ме(OH)n Р., М. в воде

соли

Р. в воде

3% < α < 30%

средние

кислоты

HF , H2SO3, Н3PO4

основания

Fe(OH)3

α < 3%

слабые

кислоты

H2S, H2CO3, H2SiO3, СН3СООH

основания

Ме(OH)n Н. в воде и NH4OH

соли

М. в воде

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Примеры диссоциации кислот: HCl = H+ + Cl ;

CH3COOH = CH3COO + H+.

I ступень :

H2SO3 = H+ + HSO3 ;

HSO3 = H+ + SO3 2—;

итог H2SO3 =2H + + SO3 2—.

С точки зрения электролитической диссоциации основаниями называются электролиты, образующие в водных растворах отрицательно заряженные гидроксид-ионы ОН- и катионы металлов. Гидроксид- ионы обуславливают общие свойства оснований. Основания с валентностью катиона больше единицы диссоциируют ступенчато. Сильными электролитами являются основания, в которых катионами являются щелочные и щелочноземельные металлы, за исключением Be(OH)2 и Mg(OH)2.

В основном основания являются слабыми электролитами, особенно образованные амфотерными металлами, их называют гидроксидами.

I ступень:

Ca(OH)2 = Ca(OH) + OH.

II ступень:

Ca(OH) = Ca2+ + OH;

итог

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH.

Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и кислотного остатка.

Растворимые средние соли (Na2CO3, NaCl, K2SO4 и др.) обычно сильные электролиты и диссоциируют в воде в одну ступень независимо от состава.

Например — Na2CO3 = 2Na+ + CO32.

Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:

I ступень:

NaHCO3 = Na+ + HCO3;

II ступень:

HCO3 + H+ + CO3 2.

Основные соли:

I ступень :

MgOHCl = MgOH+ + Cl ;

II ступень :

MgOH+ = Mg2+ + OH.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые распадаются молекулы растворенных веществ, а не между молекулами.

Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями.

Реакции ионного обмена в водных растворах могут протекать:

1) необратимо, до конца;

2) обратимо, то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях.

ПравилоРеакции обмена между растворами сильных электролитов идут до конца, если образуется малодиссоциирующее вещество, или вещество, практически нерастворимое, выделяющееся из раствора в виде осадка или газа.

Если исходные вещества – сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при смешивании растворов образуется смесь ионов.

Реакции записываю в трех формах:

  • молекулярной;

  • полной ионной;

  • сокращенной ионной.

Сильные электролиты записываются в виде ионов, средние и слабые электролиты, осадки и газы – в виде молекул. Сущность реакции отражается сокращенным ионным уравнением, в котором указываются только частицы, непосредственно вступающие в реакцию и не указываются ионы и молекулы, концентрация которых существенно не изменяется. Реакции между электролитами протекают в сторону образования газа, осадка или более слабого электролита.

Пример 1

Реакции в растворах электролитов: нейтрализация слабым основанием (гидроксидом аммония) сильной азотной кислоты.

Молекулярное уравнение реакции:

HNO3 + NH4OH = NH4NO3 + H2O.

В этой реакции сильные электролиты: азотная кислота и образующаяся соль — нитрат аммония, которые записываем в виде ионов, а слабые: гидроксид аммония и вода, которые записываем в виде молекул. Полное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

H+ + NO3 + NH4OH = NH4 ++ NO3 + H2O.

Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы NO3 , исключая их, записываем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

H+ + NH4OH = NH4 + + H2O.

Пример 2

Записать в ионно-молекулярной форме уравнение реакций между следующими веществами: Н2SO4 и Fe(OH)3; Na2CO3 и HCl.

Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении образования малорастворимых веществ, осадков, газов или молекул слабых электролитов.

Запишем уравнение реакции:

а) 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3+ 6H2O.

Так как Fe(OH)3 малорастворимое вещество, а Н2О слабый электролит, их записываем в молекулярной форме:

2Fe(OH)3 + 6H+ + 3SO42 = 2Fe3+ + 3SO42 + 6H2O.

Ионы, не участвующие в реакции, сокращаются. Конечное уравнение имеет вид

Fe(OH)3 + 6H+ = 2Fe3+ + 6H2O.

б) В результате реакции Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3

получается кислота, которая в момент образования распадается на СО2 и Н2О.

2Na+ + CO32 + 2H+ + 2Cl = 2Na+ + 2Cl + CO2 + H2O.

Конечное уравнение имеет вид

CO32 + 2H+ = CO2 + H2O

Пример 3

По ионно-молекулярной реакции Pb2+ + S2 = PbS составьте два молекулярных уравнения.

В левой части указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, из таблицы растворимости выбираем электролиты, содержащие эти ионы:

Pb(NO3)2 + Na2S = PbS + 2NaNO3 или

Pb(CH3COO)2 + (NH4)2S = PbS + 2CH3COONH4 .

Практическая часть

1. Допишите молекулярные, полные и сокращённые ионные уравнения в примерах:

а) ZnCI2 +NaOH → …; Na2CO3 + HCl→ …; NaI + AgNO3 → …;

BaCI2 + Na2SO4 → … ; Pb(NO3)2 + HCI → … ; HCl + NaOH → …;

б) Ba(NO3)2 + H2SO4 → …; Na2SiO3 + HCI → …; H2SO4 + NaOH → …;

Na2CO3 + H2SO4 → …; Na2SO4 + BaCI2 → … CuSO4 + NaOH → …;

в) AI2(SO4)3 + BaCI2 → …; CuSO4 + NaOH → …; KI + AgNO3 → …;

NaOH + Na3PO4 → …; CuCI2 +AgNO3 → …; H3PO4 + NaOH → …

г) Na2SO4 + Ba(NO3)2 → …; ZnCI2 + AgNO3 → …; CuCI2 + NaOH → …

NaOH +H2SO4 → …; Na2CO3 + HNO3 → …; Pb(NO3)2 + H2S → ….

2. Составить молекулярные уравнения для реакций, если сокращённые ионные уравнения имеют вид:
a) Ca2+ + CO32- → CaCO3↓;       

б) 2H+ + SO32- → H2O + SO2↑;

в) Ba2+ + SO42- → BaSO4;

г) 3Ag+ + PO43-→ Ag3PO4;

3. Даны растворы:

а) нитрата серебра(I) и хлорида кальция;

б) нитрата серебра(I) и ортофосфата натрия;

в) серной кислоты и хлорида бария;

г) гидроксида бария и сульфата натрия.

Напишите уравнения реакций, если эти растворы слить попарно. Какие видимые изменения будут наблюдаться при протекании данных реакций?

4. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между веществами:

а) KOH MgCl2

б) NaOH H2 SO3

в) Na2S HCl

г) Na2SO4 Ba(NO3)2

Отметьте обратимые реакции. Поясните, почему необратимые реакции идут до конца.

5. Определите возможность протекания реакций обмена между водными растворами веществ:

а) сульфата калия и гидроксида бария;

б) карбоната натрия и хлорида кальция;

в) нитрата меди (II) и сульфата железа(II);

г) гидроксида натрия и серной кислоты;

Составьте уравнения возможных реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионных формах.

6. Составьте молекулярные уравнения реакций, сущность которых выражают следующие сокращённые ионные уравнения:

а) Zn2+ + S2- → ZnS↓;

б) Cr3+ + 3OH → Cr(OH)3↓;

в) Ag+ + Cl → AgCl↓;

г) H+ + OH → H2O;

д) CO32- + 2H+ → CO2↑ + H2O

7. Напишите полные и сокращённые ионные уравнения возможных реакций попарно сливаемыми растворами солей:

AgNO3 Na2CO3 CaCl2 K3PO4

Контрольные вопросы

1.Что такое электролиты? Какие вещества относятся к электролитам?

2.Что такое электролитическая диссоциация?

3.Укажите, какие ионы влияют на изменение окраски индикатора?

4.Какими общими свойствами обладают растворимые и нерастворимые основания?

5.Как называются реакции между кислотой и основанием? Почему?

6.В чём заключается сущность реакций ионного обмена?
7. Перечислить условия течения реакций ионного обмена до конца.

Список использованных источников

1. Габриелян О.С. Химия: Учебник для студентов учреждений среднего профессионального образования / И.Г. Габриелян, И.Г. Остроумов, – М.: Академия, 2011. 2. Габриелян О.С. Химия 11 класс. Базовый уровень: Учебник для общеобразовательных учреждений, – М.: Дрофа, 2010. 3. Хомченко И.Г. Общая химия: Учебник для средних профессиональных учебных заведений, — М.: Новая Волна, 2010. 4. Хомченко И.Г. Общая химия. Сборник задач и упражнений: Учебное пособие, – М.: Новая Волна, 2010.



Источник: infourok.ru


Добавить комментарий