Протекают до конца

Условия, при которых реакции ионного обмена

Правила написания уравнений реакций в ионном виде

Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.

Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде формулы веществ, обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.

Нужно помнить, что на ионы не разлагаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное уравнение.

Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.

1. Если в результате реакции выделяется малодиссоциирующее вещество – вода.

Молекулярное уравнение реакции щелочи с кислотой:

Неизменность степеней окисления элементов во всех веществах до и после реакции говорит о том, что реакции обмена не являются окислительно-восстановительными.

Полное ионное уравнение реакции:

K⁺ + OH^– + H⁺ + Cl^– = K⁺ + Cl^– + H₂O.

Cокращенное ионное уравнение реакции:

H⁺ + OH^– = H₂O.

2. Если в результате реакции выделяется нерастворимое в воде вещество.

Молекулярное уравнение реакции растворимой соли со щелочью:

CuCl₂ + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)₂.

Полное ионное уравнение реакции:

Cu²⁺ + 2Cl^– + 2K⁺ + 2OH^– = 2K⁺ + 2Cl^– + Cu(OH)₂.

Cокращенное ионное уравнение реакции:

Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂.

3. Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.

Молекулярное уравнение реакции растворимой соли (сульфида) с кислотой:

K₂S + 2HCl = 2KCl + H₂S.

Полное ионное уравнение реакции:

2K⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^– = 2K⁺ + 2Cl^– + H₂S.

Cокращенное ионное уравнение реакции:

S^2– + 2H⁺ = H₂S.

10) По химическим свойствам оксиды подразделяют на следующие типы:

основные — им соответствуют основания;

амфотерные — им соответствуют амфотерные гидроксиды, которые сочетают свойства оснований и кислот;

кислотные — им соответствуют кислоты;

несолеобразующие или безразличные— они не имеют своих гидроксидов и не вступают в реакции обмена (запомните их формулы: N₂О, NO, CO, SiO и др.);

вода — занимает особое положение, по своим свойствам она является одновременно и амфотерным, и несолёобразующим оксидом.

Существуют соединения элементов с кислородом, которые не считаются оксидами. Например, пероксид водорода Н₂О₂; фторид кислорода OF₂ — тоже не оксид.

Оксидами же называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород, т.е. оксид - это соединение элемента с кислородом.

Название оксидов образуется от названия элемента, входящего в состав оксида. Например, BaO - оксид бария. Если образующий оксид элемент имеет переменную валентность, то после названия элемента в скобках указывается его валентность римской цифрой. Например, FeO - оксид железа (I), Fe₂О₃ - оксид железа (III).

Элементы, обладающие постоянной валентностью, образуют только основные, кислотные или амфотерные оксиды. Элементы с переменной валентностью могут образовывать различные оксиды.

Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Немногочисленные несолеобразующие оксиды не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями. К ним относятся оксид азота N₂O (I), оксид азота NO (II).

По своим химическим свойствам оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Большинство основных оксидов с водой не взаимодействуют, но им также соответствуют основания, которые можно получить косвенным путем.

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, образуя соли:

Na₂O + SO₃ = Na₂SO₄

Кислотными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Кислотные оксиды также называются ангидридами кислот. Кислотными являются оксиды типичных неметаллов, а также оксиды ряда металлов в высших степенях окисления (B₂O₃; N₂O₅).

Многие кислотные оксиды соединяются с водой, образуя кислоты:

N₂O₃ + H₂O = 2HNO₂

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Не все ангидриды реагируют с водой, в этом случае соответствующие им кислоты добываются косвенным путем.

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соли:

CO₂ + CaO = CaCO₃

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду:

CO₂ + Ba(ОН)₂= BaCO₃ + H₂O

Амфотерными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. Соединения этих оксидов с водой могут иметь кислотные и основные свойства одновременно, например - Al₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂; Fe₂O₃, ZnO. К примеру, амфотерный характер оксида цинка проявляется при взаимодействии его как с соляной кислотой, так и с гидроксидом натрия:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

Так как далеко не все амфотерные оксиды расворимы в воде, то доказать амфотерность таких оксидов заметно сложнее. Например, оксид алюминия (III) в реакции сплавления его с дисульфатом калия проявляет основные свойства, а при сплавлении с гидроксидами кислотные:

Al₂O₃ + 3K₂S₂O₇ = 3K₂SO₄ + A1₂(SO₄)₃

Al₂O₃ + 2KOH = 2KAlO₂ + H₂O

У различных амфотерных оксидов двойственность свойств может быть выражена в различной степени. Например, оксид цинка одинаково легко растворяется и в кислотах, и в щелочах, а оксид железа (III) - Fe₂O₃ - обладает преимущественно основными свойствами.

Способы получения оксидов из простых веществ - это либо прямая реакция элемента с кислородом:

2Ca + O₂ = 2CaO

либо разложение сложных веществ:

а) оксидов

4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3O₂

б) гидроксидов

Ca(OH)₂ = CaO + H₂O

в) кислот

H₂CO₃ = H₂O + CO₂­

г) солей

CaCO₃ = CaO +CO₂

А также взаимодействие кислот - окислителей с металлами и неметаллами:

Cu + 4HNO₃(конц) = Cu(NO₃) ₂ + 2NO₂ + 2H₂O

11) Кислота – это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислота – это электролит, который при растворении в воде диссоциирует на катионы водорода и анион кислотного остатка.

Кислоты классифицируют по таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле и б) по числу атомов водорода.

По первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные (табл. 8-1).

Таблица 8-1. Классификация кислот по составу.

Кислородсодержащие кислоты	Бескислородные кислоты
H2SO4 серная кислота   H2SO3 сернистая кислота   HNO3 азотная кислота   H3PO4 фосфорная кислота   H2CO3 угольная кислота   H2SiO3 кремниевая кислота	HF фтороводородная кислота   HCl хлороводородная кислота (соляная кислота)   HBr бромоводородная кислота   HI иодоводородная кислота   H2S сероводородная кислота

По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, все кислоты делятся на одноосновные (с одним атомом водорода), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н), как показано в табл. 8-2:

Таблица 8-2. Классификация кислот по числу атомов водорода.

Одноосновные	Двухосновные	Трехосновные
HNO3 азотная   HF фтороводородная   HCl хлороводородная   HBr бромоводородная   HI иодоводородная	H2SO4 серная   H2SO3 сернистая   H2S сероводородная   H2CO3 угольная   H2SiO3 кремниевая	H3PO4 фосфорная

** Термин "одноосновная кислота" возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется "одно основание", т.е. одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH:

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O

HCl + KOH = KCl + H₂O

Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже "два основания", а трехосновная – "три основания":

H₂SO₄ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + 2 H₂O

H₃PO₄ + 3 NaOH = Na₃PO₄ + 3 H₂O

Рассмотрим важнейшие химические свойства кислот.

1. Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет.

Индикаторы представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в нейтральных растворах они имеют иную окраску, чем в растворах кислот. Об индикаторах мы более подробно расскажем в следующем параграфе на примере их реакций с основаниями.

2. Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция, как вы уже знаете, называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода.

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH: H₂SiO₃ + 2 NaOH = Na₂SiO₃ + 2H₂O

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации.

Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO₄, которую смывают водой вместе с остатками кислоты.

4. Взаимодействие кислот с металлами. Как мы видим из предыдущего примера, для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда).

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла. По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов (табл. 8-3). Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами

Табл. 8-3. Ряд активности металлов.

Металлы, которые вытесняют водород из кислот	Металлы, которые не вытесняют водород из кислот
Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) самые активные металлы	Cu Hg Ag Pt Au   самые неактивные металлы

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части табл. 8-3. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H⁺.

Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).

С другой стороны, такие сильные кислоты как серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части табл. 8-3.

В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе. В таблице 8-4 в каждой из колонок сила кислот уменьшается сверху вниз.

Таблица 8-4. Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.

Сильные кислоты	Слабые кислоты
HI иодоводородная   HBr бромоводородная   HCl хлороводородная   H2SO4 серная   HNO3 азотная	HF фтороводородная   H3PO4 фосфорная   H2SO3 сернистая   H2S сероводородная   H2CO3 угольная   H2SiO3 кремниевая

** Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель – азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N⁺⁵, а не H⁺, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа. Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты, в молекуле которой сера S⁺⁶ также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например:

Cu + 4 HNO₃(конц.) =Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

3 Cu + 8HNO₃(разб.) = 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

8 K + 5 H₂SO₄(конц.) = 4 K₂SO₄ + H₂S + 4 H₂O

3 Zn + 4 H₂SO₄(конц.) = 3 ZnSO₄ + S + 4 H₂O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой.

Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

1. Бескислородные кислоты могут быть получены непосредственным синтезом из элементов, с последующим растворением полученного соединения в воде:

H₂ + Cl₂ = 2HCl

H₂ + S = H₂S.

2. Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов (ангидридов кислот) с водой:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакции обмена между солями и другими кислотами:

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

12) Основания - это сложные вещества, состоящие из атома металла, связанного с одной или несколькими гидроксогруппами-ОН. Общая формула:

По номенклатуре основания называют гидроксидами:

Формула Название Формула Название

LiOH гидроксид лития Ca(OH)₂ гидроксид кальция

NaOH гидроксид натрия Cu(OH)₂ гидроксид меди(II)

KOH гидроксид калия Fe(OH)₂ гидроксид железа(III)

К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.Остальные - нерастворимые.

К нерастворимым относят так называемые амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью-как кислоты.

Получение оснований. Щелочи

1.Металл+вода

2Na+H₂O=2NaOH+H₂

Ba+2H₂O=Ba(OH)₂+H₂

2.Оксид+вода

Li₂O+H₂O=2LiOH

CaO+H₂O=Ca(OH)₂

3.Электролиз растворов щелочных металлов 2NaCl+2H₂O=2NaOH+Cl₂+H₂

Нерастворимые основания

Соль+щелочь CuSO₄+2NaOH=Cu(OH)₂+Na₂SO₄

Химические свойства оснований.

Щёлочи	Нерастворимые основания
1.Взаимодействие с кислотами KOH+HCl=KCl+H2O	Cu(OH)2+2HCl=CuCl2+2H2O
2.Взаимодействие с кислотными оксидами 2KOH+CO2=K2CO3+H2O	не характерны
3.Действие индикаторов лакмус-синяя, фенолфталеин-малиновая	окраска не изменяется
4.Взаимодействие с амфотерными оксидами 2KOH+ZnO=K2ZnO2+H2O	не реагируют
5.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимая соль или малорастворимое основание NaOH+CuCl2=Cu(OH)2 +2NaCl	не реагируют
6.При нагревании не разлагаются(кроме LiOH)	Cu(OH)2=CuO+H2O
Zn(OH)2+2HCl=ZnCl2+2H2O	Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]

Дата добавления: 2015-04-24