Примеры составления ионных уравнений

Занятие 7.

Растворы. Способы выражения состава растворов. Основные положения теории электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионный состав раствора, степень диссоциации. Реакции ионного обмена, причины протекания до конца.

Растворы

Раствор – это однородная (гомогенная) система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов. Растворы бывают жидкими, твердыми и газообразными. Жидкие растворы состоят из растворителя и растворимого вещества. Чаще всего в качестве растворителя выступает вода. При растворении происходит физический процесс (разрушение структуры вещества) и химический процесс (взаимодействие частиц вещества с растворителем).

Все вещества по отношению к растворению делятся на три группы:

1. растворимые – свыше 1 г на 100 г растворителя

2. малорастворимые – от 0,001 г до 1 г на 100 г растворителя

3. нерастворимые – менее 0,001 г на 100 г растворителя

Для оценки растворимости вещества применяют коэффициент растворимости, показывающий, какая масса вещества может раствориться в 100 г растворителя при данной температуре.

Растворы, в зависимости от количества растворенного вещества, бывают:

1. ненасыщенный раствор – в нем растворено вещества меньше, чем может быть при данных условиях.

2. насыщенный раствор – в нем растворено максимально возможное количество вещества при данных условиях.

3. пересыщенный раствор – в нем растворено вещества больше, чем может быть при данных условиях.

Способы выражения состава растворов

1. Массовая доля (процентная концентрация раствора) – отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора:

m (вещества)

ω = ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ · 100%

m (раствора)

2. Молярная концентрация – показывает количество растворенного вещества в 1 л раствора.

n (вещества) m(вещества)

С = ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ = ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶

V(раствора) M(вещества)·V(раствора)

Например, если в 1 л раствора содержится 1 моль вещества, то такой раствор называют одномолярным и обозначают 1М.

Теория электролитической диссоциации

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Частицы, которые проводят ток в растворе – это ионы. Они образуются из твердых веществ при их растворении.

Ионы – заряженные частицы: Cl^-, Cu²⁺, NO₃^-

Катионы – ионы с зарядом+

Анионы – ионы с зарядом –

Свойства ионов очень сильно отличаются от свойств атомов, из которых они образовались!!!

Процесс распада электролитов на ионы в процессе растворения или расплавления называется ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИЕЙ.

Кэлектролитам относятся:

1) вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку (соли, гидроксиды) – содержат ионы уже в твёрдом состоянии;

2) вещества с ковалентной сильно полярной связью(кислоты), в процессе растворения образующие ионы.

Неэлектролитами является большинство органических веществ, (кроме кислот и солей, а также фенолов): спирты, эфиры, альдегиды, углеводороды, углеводы.

Как происходит процесс растворения электролита?

Рассмотрим этот процесс на примере растворения поваренной соли и соляной кислоты. Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой – положительно.

Молекула воды отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным – к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём только с его поверхности. Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе, окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.

При растворении молекулы с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе.

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Характеристикой глубины протекания процесса диссоциации является степень диссоциации.

Степень диссоциации – это отношение числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул растворённого электролита:

N (продисс)

α =̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶

N (общ)

Если степень диссоциации равна 0 – вещество не является электролитом.

Степень диссоциации веществ – величина, зависящая от различных факторов:

· чем выше температура, тем степень диссоциации выше;

· чем больше концентрация вещества, тем степень диссоциации меньше.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые:

Сильные электролиты(α=1)	Слабые электролиты(α < 1)
1. Все соли (растворимые). Нерастворимые соли практически не образуют ионов в растворе.	1.-
2. Кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HMnO4, H2SO4(по первой ступени)	2. Кислоты: HF, HNO2, HClO, H2SO3, H2S, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, СН3СООН
3. Основания: щелочи – NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; гидроксиды щелочноземельных металлов – Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.	3. Основания: все нерастворимые гидроксиды и гидроксид аммония.

Процесс диссоциации можно записать следующим образом:

1. Если электролит – сильный, он диссоциирует полностью в ОДНУ СТУПЕНЬ, все молекулы превращаются в ионы:

Cu(NO₃)₂ à Cu²⁺ + 2NO₃^- (α=1)

KAl(SO₄)₂ à K⁺ + Al³⁺ +2SO₄^2- (α=1)

2. Если электролит – слабый, он диссоциирует по ступеням, не полностью, степень диссоциации на каждой следующей ступени гораздо меньше, чем на предыдущей:

H₂S ⇄ H⁺ + HS^- (α<1) HS^- ⇄ H⁺ + S^2- (α<<1)

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH^-( α<1) Mg(OH)⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^- (α<<1)

3. Если в составе вещества есть связи разных типов, то сначала диссоциируют ионные связи, затем наиболее полярные:

NaHCO₃ à Na⁺ + HCO₃^- (α=1) HCO₃^- ⇄ H⁺ + CO₃^2- (α < 1)

Cu(OH)Cl à CuOH⁺ + Cl^- (α=1) CuOH⁺ ⇄ Cu²⁺ + OH^- (α< 1)

Реакции ионного обмена

Реакции ионного обмена – это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями. Так как в этих реакциях происходит обмен ионами – они называются ионными.

Правило Бертолле

Реакции обмена в растворах электролитов возможны только тогда, когда в результате реакции образуется либо твердое малорастворимое вещество, либо газообразное, либо малодиссоциирующее, то есть слабый электролит.

Примеры: ZnO + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂О,

AgNО₃ + КВr = АgВr↓ + КNО₃,

СrСl₃ + 3NаОН = Сr(ОН)₃↓+ 3NаСl

К₂СО₃ + 2НСl = 2КСl +Н₂О + СО₂

Составление уравнений реакций ионного обмена:

1.Записываем молекулярное уравнение реакции, не забывая расставить коэффициенты:	3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3NaCl
2.С помощью таблицы растворимости определяем растворимость каждого вещества. Подчеркнем вещества, которые мы не будем представлять в виде ионов.	р р нр 3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3 ¯+ 3NaCl
3.Составляем полное ионное уравнение. Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газообразные вещества записывают в виде молекул.	3Na+ + 3OH- + Fe3+ + 3Cl- = = Fe(OH)3 + 3Na+ + 3Cl-
4.Находим одинаковые ионы (они не приняли участия в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сокращаем их слева и справа.	3Na+ + 3OH- + Fe3+ + 3Cl- = = Fe(OH)3+ 3Na+ + 3Cl-
5.Составляем итоговое сокращенное ионное уравнение (выписываем формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции).	Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3

В виде ионов не представляют:

1. Неэлектролиты (оксиды, простые вещества);

2. Осадки; газы; воду; слабые электролиты (кислоты и основания);

3. Анионы кислотных остатков кислых солей слабых кислот (НСО₃^-, Н₂РО₄^- и т.п.) и катионы основных солей слабых оснований Al(OH)²⁺.

Примеры составления ионных уравнений.

Пример 1. Сульфид цинка + соляная кислота à

Составим уравнение реакции и проверим растворимость всех веществ. Увидим, что сульфид цинка нерастворим.

н р р р

ZnS + 2HCl à ZnCl₂ + H₂S - молекулярная форма

Почему эта реакция протекает до конца? В ней выделяется газ сероводород, который мы тоже не будем разбивать на ионы.

ZnS+2H⁺+2Cl^-àZn²⁺+2Cl^-+ H₂S-полное ионно-молекулярное уравнение

Сокращаем те ионы, которые не изменились в процессе реакции – это только хлорид-ионы.

ZnS+2H⁺àZn²⁺+ H₂S- сокращенное ионное уравнение

Пример 2. Гидрокарбонат калия + гидроксид калия à

KHCO₃ + KOH à K₂CO₃ + H₂O

Вспомним, что кислые анионы слабых кислот являются слабыми электролитами и на ионы не разбиваются:

К⁺ +НСО₃^-+ К⁺+ОН^- à 2K⁺ + CO₃^2- + H₂O

И теперь сокращаем: НСО₃^-+ ОН^- à CO₃^2- + H₂O