Реакции ионного обмена, условия их протекания до конца (на примере двух реакций). Отличие реакций ионного обмена от реакций окислительно-восстановительных.
Реакции обмена в растворах электролитов получили название реакций ионного обмена. Эти реакции протекают до конца в 3-х случаях:
1. Если в результате реакции выпадает осадок (образуется нерастворимое или малорастворимое вещество, что можно определить по таблице растворимости):
CuSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + CuCl2
2. Если выделяется газ (образуется часто при разложении слабых кислот):
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
3. Если образуется малодиссоциирующее вещество. Например, вода, уксусная кислота:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Это связано со смещением химического равновесия вправо, что вызвано удалением одного из продуктов из зоны реакции.
Реакции ионного обмена не сопровождаются переходом электронов и изменением степени окисления элементов в отличие от окислительно-восстановительных реакций.
Если попросят написать уравнение в ионном виде, можно проверять правильность написания ионов по таблице растворимости. Не забывайте менять индексы на коэффициенты. Нерастворимые вещества, выделяющиеся газы, воду (и другие оксиды) на ионы не раскладываем.
Cu2+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4↓ + Cu2+ + 2Cl-
Вычеркиваем не изменившиеся ионы:
SO42- + Ba2+ = BaSO4↓
2. Задача. Вычисление массовой доли (%) химического элемента в веществе, формула которого приведена.
Формулу для вычисления массовой доли в общем виде можно записать так:
ω = масса компонента / масса целого,
где ω – массовая доля
Для расчета массовой доли элемента в сложном веществе формула будет иметь следующий вид:
ω = Ar • n / Mr ,
где Ar – относительная атомная масса,
n – число атомов в молекуле,
Mr – относительная молекулярная масса (численно равна M – молярной массе)
Пример:
Рассчитайте массовую долю элементов в оксиде серы (VI) SO3.
Решение:
Mr (SO3) = 32 + 16 • 3 = 80
ω (S) = 32 : 80 = 0,4 = 40%
ω (O) = 16 • 3 : 80 = 0,6 = 60%
проверка: 40% + 60% = 100%
Ответ: 40%; 60%.
Билет № 11
1. Кислоты в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства кислот: взаимодействие c металлами, основными оксидами, основаниями, солями (на примере хлороводородной кислоты).
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:
HCl → H+ + Cl-
Более строгая формулировка: отщепляющие в качестве катионов (положительных ионов) только ионы водорода.
Под ионом водорода подразумевают гидратированный протон (т.е. протон, присоединивший воду). Если хотят показать состав иона водорода, его обычно изображают H3O+
Далее ответ совпадает со 2-м вопросом билета №1:
1. Кислоты окрашивают растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет
2. Взаимодействуют с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода, например, с цинком, с образованием соли (хлорида цинка) и газообразного водорода:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
3. Взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
(при проведении реакции с оксидом меди (II), пробирку желательно слегка подогреть) получается хлорид меди(II)
4. Взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
5. Вытесняют слабые кислоты из растворов их солей, например, карбоната натрия:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
6. Реакция с солями может протекать с образованием осадка:
AgNO3 + HCl = HNO3 + AgCl↓
Опыт. Выделение поваренной соли из ее смеси с речным песком.
1. Добавить к смеси немного воды, перемешать. Соль растворится, песок осядет на дно.
2. Профильтровать полученную смесь. Если нет фильтра, дать отстояться и слить верхнюю часть воды с растворенной солью.
(Здесь мы используем различную растворимость соли и песка в воде)
3. Выпарить соль из раствора в фарфоровой чашке.
Прекратить выпаривание при появлении кристаллов соли, иначе чашка может треснуть. С горячей чашкой обращаться осторожно!!! Спиртовку тушить, накрывая колпачком. Спички чиркать «от себя».
Билет № 12
1. Амфотерные гидроксиды, их химические свойства: взаимодействие с кислотами, щелочами (на примере гидроксида цинка).
Амфотерные гидроксиды – вещества, состоящие из металла (цинка, алюминия и некоторых других) и гидроксогрупп OH.
Могут быть получены действием щелочей на растворы солей цинка:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + 2NaCl
Способны в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства. Т.е. реагируют как с кислотами, так и со щелочами.
С кислотами амфотерные гидроксиды реагируют так же, как и основания, с образованием соли и воды. Например, гидроксид цинка, нерастворимый в воде, взаимодействует с соляной кислотой и осадок исчезает:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
(полученная соль – хлорид цинка)
Чтобы записать реакцию гидроксида цинка со щелочью, его удобно записать, как кислоту – водород в начале.
Осадок растворяется и в избытке щёлочи.
При взаимодействии гидроксида цинка со щелочами образуются соли – цинкаты:
H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O
Строго говоря, образование цинката натрия в водном растворе происходит при участии гидроксид-ионов, но обычно для простоты записывают это уравнение.