Составление уравнений реакций ионного обмена

В растворах электролитов направление реакций определяется следующим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования малорастворимых веществ, газов, слабых электролитов и комплексных ионов, такие реакции являются практически необратимыми.

Это правило легко объяснимо, т.к. в результате этих реакций один или несколько ионов выводятся из сферы реакции, что, в соответствии с принципом Ла-Шателье, приводит к более полному протеканию химической реакции.

При составлениие ионных реакций обмена, уравнения реакций записывают в 3 строчки:

1) молекулярная форма;

2) полная ионная форма;

3) сокращенно-ионная форма.

В молекулярно-ионных уравнениях растворимые, сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые электролиты и малорастворимые вещества в виде молекул.

1. Взаимодействие сильных электролитов с образованием осадка:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ ¯ + 2HCl (молекулярное уравнение)

Ba²⁺+ 2Cl ¯ +2H⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄ ¯+ 2H⁺ + 2Cl¯ (полное ионное уравнение)

Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄ ¯(сокращенное ионное уравнение)

2. Взаимодействие двух сильных электролитов с образованием слабого электролита:

KCN + HCl = KCl + HCN (молекулярное уравнение)

K⁺ + CN¯ + H⁺ + Cl¯ = K⁺ + Cl¯ + HCN (полное ионное уравнение)

CN¯ + H⁺ = HCN (сокращенное ионное уравнение)

3. Взаимодействие слабого электролита с сильным:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS¯ + 2HNO₃ (молекулярное уравнение)

H₂S + Pb²⁺ + 2NO₃¯ = PbS¯ + 2H⁺ + 2NO₃¯ (полное ионное уравнение)

H₂S + Pb²⁺ = PbS¯ + 2H⁺ (сокращенное ионное уравнение)

4. Взаимодействие осадка с кислотой:

ВaCO₃¯+ 2HCl = BaCl₂ + H₂O + CO₂­(молекулярное уравнение)

BaCO₃¯+2H⁺ + 2Cl¯ = Ba²⁺ + 2Cl¯ + H₂O +CO₂­ (полное ионное уравнение)

BaCO₃¯ + 2H⁺ = Ba²⁺ + H₂O + CO₂ ­ (сокращенное ионное уравнение)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1. Исходя из значений ПР, укажите наиболее растворимый и наименее растворимый в воде гидроксид:

1) Ni(OH)₂; 2) Pb(OH)₂; 3) Sn(OH)₂; 4) Zn(OH)₂; 5) Ca(OH)₂.

Решение: Выписываем значения ПР для всех оснований:

Сравнивая значения, видим, что наибольшее значение ПР у Са(ОН)₂, значит данный гидроксид наиболее растворим в воде.

Наименьшее значение ПР у Sn(ОН)₂, значит данный гидроксид наименее растворим в воде.

Пример 2. Будет ли образовываться осадок СaSO₄, если концентрация ионов кальция в растворе – 0,001 моль/л, концентрация сульфат - ионов – 0,003 моль/л.

Решение:

Дано:

Условие образования осадка: В соответствии с уравнением реакции: Сa2+ + SO42− = CaSO4 c 0,001 моль/л ионами кальция будет реагировать 0,001 моль/л сульфат-ионов: 2,5∙10-5 < 0,001·0,001 2,5∙10-5 < 1·10−6 Осадок будет образовываться.

Пример 3. Для данных соединений: CoS, CaF₂, Ag₂S, Ca₃(PO₄)₂ напишите выражение произведения растворимости.

Решение: В насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентрации его ионов в степени их стехиометрических коэффициентов есть величина постоянная, называемая произведением растворимости – ПР. Составим уравнения диссоциации солей:

СоS ⇄ Co²⁺ + S²⁻ =>

CaF₂ ⇄ Ca²⁺ + 2F¯ =>

Ag₂S ⇄ 2Ag⁺ + S²⁻ =>

Ca₃(P₄)₂ ⇄ 3Ca²⁺ + 2PO₄³⁻ =>

Пример 4. Какая из предложенных реакций обмена идет до конца ?

1) Na₂CO₃ + 2KCl = 2NaCl + K₂CO₃

2) MgCO₃ + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + H₂CO₃

3) K₂CO₃ + 2NaOH = 2KOH + Na₂CO₃

4) Li₂CO₃ + 2KOH = 2LiOH + K₂CO₃

5) Na₂CO₃ + K₂SO₄ = Na₂SO₄ + K₂CO₃

Решение: Реакция протекает необратимо (т.е. до конца), при условии:

- выпадения вещества в осадок,

- образования слабого электролита (слабой кислоты H₂S, H₂CO₃ и т.д., слабого основания - NH₄OH или воды),

- неэлектролита (газа - CO₂, SO₂ и т.д.)

В продуктах реакции находим нерастворимую соль или основание, воду или слабые электролиты. В данном случае это угольная кислота – H₂CO₃. Составляем полное ионное и сокращенное ионное уравнения (карбонат магния не растворим в воде):

MgCO₃ + 2H⁺ +2NO₃¯ = Mg²⁺ + 2NO₃¯ + СO₂ + H₂O

MgCO₃ + 2H⁺ = Mg²⁺ + CO₂↑ + H₂O

Пример 5. Какое из молекулярных уравнений реакции можно выразить следующим сокращенным ионным уравнением:

Ca²⁺ + CO₃²⁻→ CaCO₃ ?

1) Ca₃(PO₄)₂ + 3Na₂CO₃ = 3CaCO₃ + 2Na₃PO₄

2) Ca₃(PO₄)₂ + 3PbCO₃ = 3CaCO₃ + Pb₃(PO₄)₂

3) CaSO₄ + ZnCO₃ = CaCO₃ + ZnSO₄

4) CaCl₂ + CuCO₃ = CaCO₃ + CuCl₂

5) CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ + 2NaCl

Решение: Для получения в растворе ионов Ca²⁺, необходимо подобрать в исходных веществах растворимую соль кальция. Фосфат и сульфат кальция нерастворимы в воде, поэтому выбираем хлорид кальция. Т.е. варианты ответов № 1,2,3 уже не верные. Для получения в растворе ионов CO₃^2- необходимо подобрать в исходных веществах растворимую соль содержащую карбонат-ионы. Т.к. карбонат меди не растворим, то выбираем карбонат натрия. Правильным ответом является вариант № 5.

Пример 6. Рассчитайте рН 0,1 моль/л раствора NaOH.

Решение: Концентрация ионов OH^- в растворе, в соответствии с уравнением диссоциации гидроксида натрия, равна 0,1моль/л:

NaOH → Na⁺ + OH^¯

В соответствии с уравнением:

, концентрация ионов водорода нам не известна.

Из ионного произведения воды найдем концентрацию ионов водорода:

Пример 7. Напишите уравнения диссоциации ортофосфорной кислоты по ступеням и константы диссоциации по каждой ступени.

Решение:

1 ступень диссоциации: H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄¯

2 ступень диссоциации: H₂PO₄¯⇄ H⁺ + HPO₄²⁻

3 ступень диссоциации: HPO₄²⁻⇄ H⁺ + PO₄³⁻

Пример 8. Напишите уравнения диссоциации гидроксида меди по ступеням и константы диссоциации по каждой ступени.

Решение:

1 ступень диссоциации: Cu(OH)₂ ⇄ CuOH⁺ + OH¯

2 ступень диссоциации: CuOH⁺ ⇄ Cu²⁺ + OH¯

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Написать уравнения ступенчатой диссоциации и выражения констант диссоциации по каждой ступени для ортофосфорной кислоты, гидроксида цинка.

2. Для данных солей CuS, NiS, ZnS, PbS, FeS выписать значения ПР и выбрать наиболее растворимую и наиболее нерастворимую соль.

3. Для данных соединений– PbI₂, CaCO₃, Ag₂SO₄ написать выражение произведения растворимости.

4. Концентрация раствора HCl равна 0,01 моль/л, вычислить рН раствора и концентрацию ионов ОН^¯.

5. Какие из реакций протекают до конца, для них напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:

- хлорид кобальта(II) и гидроксид калия

- хлорид меди(II) и сероводородная кислота

- серная кислота и гидроксид натрия

- сульфат натрия и хлорид никеля(II)

- гидроксид цинка и гидроксид натрия

6. Для данного сокращенно – ионного уравнения подберите 4 молекулярные реакци Zn²⁺ + S²⁻= ZnS¯

4 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Оборудование:штативы, пробирки, набор реактивов в капельницах и бюксах.

Опыт 1. Ионные реакции обмена с образованием осадков.

а) Налейте в три пробирки по 5-6 капель фосфата натрия и добавьте в первую пробирку - 5-6 капель нитрата кобальта, во вторую - 5-6 капель сульфата никеля, в третью пробирку - 5-6 капель сульфата меди. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

б) Исходя из ионного уравнения, составьте молекулярное уравнение и проведите опыт:

Pb²⁺ + 2I¯ = PbI₂¯

Ba²⁺ + Cr₂O₇^2- =BaCr₂O₇¯

Опыт 2. Ионные реакции обмена с образованием слабого электролита.

а) Положите в пробирку несколько кристаллов ацетата натрия и добавьте разбавленную серную кислоту. Напишите уравнения реакции в молекулярном и ионном виде.

б) Налейте в пробирку несколько капель хлорида аммония и добавьте гидроксид калия, определите выделяющийся газ по запаху (при отсутствии запаха пробирку можно слегка подогреть). Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

в) Внесите в 2 пробирки по 1 шпателю карбоната кальция и добавьте в первую немного дистиллированной воды, во вторую 5-6 капель соляной кислоты. В какой пробирке происходит растворение осадка? Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Опыт 3. Смещение ионного равновесия.

а) Налейте в две пробирки по 6-8 капель гидроксида аммония, добавьте 2 капли фенолфталеина. Затем в одну из пробирок добавьте 1 шпатель хлорида аммония, отметьте изменение интенсивности окраски. Объясните, как смещается равновесие в растворе при добавлении хлорида аммония.

б) Налейте в две пробирки по 6-8 капель уксусной кислоты, добавьте 2 капли метилового оранжевого, в одну из пробирок добавьте 1 шпатель ацетата натрия. Сравните интенсивность окраски в пробирках. Отметьте, как смещается равновесие в растворе при добавлении соли.

Опыт 4. Выпадение осадков малорастворимых веществ в зависимости от их произведения растворимости.

Внесите в две пробирки 5-6 капель сульфата натрия, в первую добавьте 5-6 капель хлорида кальция. Во вторую 5-6 капель хлорида бария. Объясните образование осадков, на основании ПР, образующихся солей. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Лабораторная работа № 6

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы:составление уравнений гидролиза одной соли, совместного гидролиза двух солей, определение рН раствора. Смещение равновесия при гидролизе солей

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Гидролизом солейназываются обменные химические реакции ионов солей с водой, сопровождающиеся, как правило, изменением рН среды.

Гидролиз солей может протекать тогда, когда в результате взаимодействия ионов соли и воды образуются малодиссоциированные вещества. Сущность гидролиза состоит в том, что катион соли (слабое основание) либо её анион (слабая кислота) связывают соответственно ионы OH^¯ или H⁺ с образованием слабого электролита (соответственно основания или кислоты).

Гидролизу подвергаются соли образованные:

1. слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону),

2. сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону),

3. слабым основанием и слабой кислотой.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.

Уравнения реакций гидролиза пишутся аналогично ионным уравнениям: слабые электролиты (в том числе и вода), малорастворимые вещества и газообразные продукты гидролиза пишутся в виде молекул, сильные электролиты записываются в виде ионов. Реакции солей, образованные многоосновными кислотами и многокислотными основаниями пишутся по ступеням, в соответствии с их ступенчатой диссоциацией. Следует помнить, что гидролиз соли по второй и третьей ступени протекает в очень незначительной степени.

Уравнения гидролиза

1) Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

KCN + H₂O ⇄ HCN + KOH молекулярное уравнение

K⁺ + CN^¯ + H₂O ⇄ HCN + K⁺ + OH^¯ полное ионно-молекулярное уравнение

CN^¯ + H₂O ⇄HCN + OH^¯ сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Ступенчатый гидролиз:

I ступень:

K₂CO₃ + H₂O ⇄ KHCO₃ + KOH

2K⁺ + CO₃^2¾ + H₂O ⇄ K⁺ + HCO₃¯ + K⁺ + OH^¯

CO₃^2¾ + H₂O ⇄ HCO₃¯ + OH¯

II ступень:

KHCO₃ + H₂O ⇄ H₂CO₃ + KOH

K⁺ + HCO₃¯ + H₂O ⇄ H₂CO₃ + K⁺ + OH¯

HCO₃¯ + H₂O ⇄ H₂CO₃ + OH¯

Соль сильного основания и слабой кислоты гидролизуется с увеличением концентрации гидроксид-ионов в растворе, при этом рН раствора становится больше 7.

2) Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой.

NH₄Cl + H₂O ⇄ NH₄OH + HCl молекулярное уравнение

NH₄⁺ + Cl^¯ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺ + Cl^¯ полное ионно-молекулярное уравнение

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺ сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Ступенчатый гидролиз:

I ступень:

CuCl₂ + H₂O ⇄ CuOHCl + HCl

Cu²⁺ + 2Cl¯ + H₂O ⇄ CuOH⁺ + Cl^¯ + H⁺ + Cl¯

Cu²⁺ + H₂O ⇄ CuOH⁺ + H⁺

II ступень:

CuOHCl + H₂O ⇄ Cu(OH)₂ + HCl

CuOH⁺ + Cl¯ + H₂O ⇄ Cu(OH)₂ + H⁺ + Cl¯

CuOH⁺ + H₂O ⇄ Cu(OH)₂ + H⁺

Соль слабого основания и сильной кислоты гидролизуется с увеличением концентрации ионов водорода в растворе, при этом рН раствора становится меньше 7.

3) Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой.

NH₄CN + H₂O ⇄ HCN + NH₄OH

В реакции гидролиза участвуют и катион, и анион соли, связывающие соответственно гидроксид-ионы и ионы водорода. Гидролиз протекает практически до конца. Поэтому реакция среды в результате гидролиза определяется относительной силой образующейся слабой кислоты и слабого основания, и часто бывает нейтральной. Для определения реакции среды в данном случае следует сравнить константы диссоциации полученной кислоты и основания. Так, для приведенного примера: К_д (NH₄OH) = 1,8×10^-5, K_д (HCN) = 7,1×10^-10, циановодородная кислота является более слабым электролитом, поэтому реакция среды будет щелочной.

Если рассмотреть гидролиз ацетата аммония:

CH₃COONH₄ + H₂O ⇄CH₃COOH + NH₄OH

то реакция среды будет нейтральная, т.к. К_д(CH₃COOH)=1,8×10^-5

K_д(NH₄OH) = 1,8×10^-5.

4) Гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой.

Гидролиз соли образованной сильным основанием и сильной кислотой не протекает.

5) Совместный гидролиз двух солей

Гидролиз некоторых солей, образованных очень слабыми кислотами и основаниями является необратимым, например гидролиз сульфидов и карбонатов Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺.

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ +3H₂S

Эти соединения нельзя получить в водном растворе (в таблице растворимости стоит прочерк). При взаимодействии солей этих металлов с растворами сульфидов и карбонатов в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты, а гидроксиды алюминия, хрома (III), железа (III).

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S + 6NaCl

2Al³⁺ + 6Cl¯ + 6Na⁺ + 3S^2¾ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ ¯+ 3H₂S + 6Na⁺ + 6Cl¯

2Al³⁺ + 3S^2¾ + 6H₂O = 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S

Константа гидролиза

С количественной точки зрения гидролиз можно охарактеризовать константой гидролиза.

1) Гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой:

CH₃COO¯ + H₂O ⇄ CH₃COOH + OH¯

(константа гидролиза)

но [OH¯] = K_w/[H⁺] (из ионного произведения воды), тогда

выражение

где К_кисл – константа диссоциации слабой кислоты

Аналогично для других случаев получим:

2) Гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой

(К_осн – константа диссоциации слабого основания)

3) Гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой

В соответствии с принципом Ла-Шателье гидролитическое равновесие может смещаться под влиянием различных факторов. Разбавление раствора соли может рассматриваться как увеличение концентрации воды, что приводит к усилению гидролиза.

Повышение температуры влияет на гидролиз главным образом вследствие резкой температурной зависимости степени диссоциации воды. Поэтому при нагревании увеличивается диссоциация воды и следовательно вероятность связывания ионов водорода и гидроксид-ионов в малодиссоциирующее соединение. Гидролиз усиливается.

Чтобы уменьшить гидролиз следует добавить кислоту или основание в зависимости от того, какой гидролиз протекает — по катиону или аниону.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Оборудование:штативы, пробирки, спиртовки, держатели, набор реактивов в капельницах и бюксах.

Опыт 1. Определение реакции среды в растворах солей

В первую пробирку внесите 5-6 капель соляной кислоты, во вторую пробирку внесите 5-6 капель воды, в третью пробирку внесите 5-6 гидроксида калия. Во все пробирки добавьте по 1-2 капли тимолового синего. Заполните таблицу 6.1.

Таблица 6.1

Окраска индикатора в зависимости от среды

Вещество	Среда	рН	Окраска индикатора
HCl
H2O
KOH

Внесите в пробирки по 1/2 шпателя солей, указанных в таблице, добавьте к ним 1 мл воды. Внесите во все пробирки 1-2 капли индикатора тимолового синего. По окраске индикатора определите реакцию среды, значение рН определите как, рН>7, pH<7, pH=7. Также значения рН можно определить по окраске универсального индикатора и рН-метром. Заполните таблицу 6.2.

Напишите уравнения гидролиза для каждой соли в молекулярном и ионно-молекулярном виде, укажите тип гидролиза.

Таблица 6.2

Реакция среды в растворах солей

Формула соли	Окраска индикатора	Реакция среды	рН
SnCl2 Li2CO3 NaCl AlCl3 KNO2 Pb(CH3COO)2

Опыт 2. Совместный гидролиз двух солей

Налейте в пробирки по 5-6 капель хлорида алюминия и хлорида хрома, добавьте в пробирки несколько капель карбоната натрия, до выпадения осадка.Напишите уравнения совместного гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Опыт 3. Влияние температуры на степень гидролиза

К раствору ацетата натрия добавьте 1 каплю фенолфталеина, отметьте окраску раствора. Нагрейте пробирку с раствором до кипения, как изменится интенсивность окраски? Объясните полученный результат. Пробирку охладите в холодной воде. Что происходит?

Опыт 4. Смещение равновесия реакции гидролиза соли при разбавлении раствора

Налейте в колбу 50 мл дистиллированной воды и внесите 1-2 капли раствора сульфата меди. Через некоторое время наблюдайте появление осадка. Объясните, почему при разбавлении раствора усиливается гидролиз.

Лабораторная работа № 7