Ионное уравнение реакции запишется

Ионные уравнения. Реакции ионного обмена

IV. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ

Химические реакции в растворах электролитов протекают, как правило, с высокими скоростями. Большая скорость химических реакций в растворах объясняется тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами.

Согласно теории электролитической диссоциации, в водных растворах электролиты присутствуют: сильные – в виде ионов, а слабые – преимущественно в виде недиссоциированных молекул. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl.

Перепишем это уравнение для реального состояния веществ в растворе (см. табл. 4): растворимые в воде FeCl₃, NaOH, NaCl (сильные электролиты) в виде ионов, а нерастворимый в воде Fe(OH)₃ (слабый электролит) в молекулярном виде

Fe³⁺ + 3Cl^-+ 3Na⁺ + 3OH^-= Fe(OH)₃ + 3Na⁺ + 3Cl^-.

Это ионное уравнение реакции (полное ионно-молекулярное уравнение). Исключим из обеих частей ионного уравнения одноименные ионы, т.е. ионы, не участвующие в реакции. В окончательном виде получим сокращенное ионно-молекулярное уравнениереакции

Fe³⁺ + 3OH^-= Fe(OH)₃.

Как видно из этого уравнения, реакция сводится к взаимодействию ионов Fe³⁺ и OH,^-в результате чего образуется осадок Fe(OH)_3. При смешении растворов, содержащих ионы Fe³⁺ и ионы OH^-, всегда образуется осадок гидроксида железа (III).

Пример 1. Составить три молекулярных уравнения реакций, которым соответствует краткое ионно-молекулярное уравнение

2Fe³⁺ + 6OH^-= 2Fe(OH)₃∙

Решение. В левой части уравнения указаны ионы, образовавшиеся из сильных электролитов. Используя таблицу растворимости солей, кислот и оснований в воде (см. табл. 4) можем записать молекулярные уравнения:

а) Fe₂(SO₄)₃+ 6NaOH = 2Fe(OH)₃ + 3Na₂SO₄

2Fe³⁺ + 3 SO₄²⁻ + 6Na⁺ + 6OH ⁻= 2Fe(OH)₃ +6Na⁺ +3 SO₄²⁻

2Fe³⁺ + 6OH^-= 2Fe(OH)₃;

б) 2Fe(NO₃)₃ + 3Ba(OH)₂ = 2Fe(OH)₃ + 3Ba(NO₃)₂

2Fe³⁺ + 3NO₃ ⁻ + 3Ba²⁺ + 6OH ⁻= 2Fe(OH)₃+ 3Ba²⁺+ 3NO₃ ⁻

2Fe³⁺ + 6OH^-= 2Fe(OH)₃;

в) Fe₂(CrO₄)₃+ 6NaOH = 2Fe(OH)₃ + 3Na₂CrO₄

2Fe³⁺ + 3CrO₄²⁻+ 6Na⁺ + 6OH ⁻= 2Fe(OH)₃+ 6Na⁺+ 3CrO₄²⁻

2Fe³⁺ + 6OH^-= 2Fe(OH)₃.

Смешаем два водных раствора хлорида калия и нитрата натрия. Запишем молекулярное уравнение реакции

KCl + NaNO₃ = KNO₃ + NaCl.

K⁺ + Cl^-+ Na⁺ + NO₃^-= K⁺ + Cl^-+ Na⁺ + NO₃^-.

Так как исходные вещества и продукты хорошо растворимы в воде (сильные электролиты), то реакция в растворе обратима. С точки зрения теории электролитической диссоциации, реакции не происходит. Однако, если выпарить раствор, то получится смесь четырех солей: KCl, NaNO₃, KNO₃, NaCl.

Рассмотрим, в каких же случаях реакции в растворах протекают необратимо:

1.Реакции протекают с образованием малорастворимых соединений:

AgNO₃ + HCl = AgCl+ HNO₃,

Ag⁺ + NO₃^-+ H⁺ + Cl^-= AgCl + H⁺ + NO₃^-,

Ag⁺ + Cl^-= AgCl.

2. Реакции протекают с образованием легколетучих соединений (газы):

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O,

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- = 2Na⁺ + SO₄^2- + CO₂ + H₂O,

CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂ + H₂O.

3. Реакции протекают с образованием слабо диссоциирующих соединений (слабых электролитов):

HCl + KOH = KCl + H₂O,

H⁺ + Cl^- + K⁺ + OH^- = K⁺ + Cl^- + H₂O,

H⁺ + OH^- = H₂O.

Таким образом, реакции в растворах практически необратимо протекают в сторону реакции, протекающей с образованием осадков, газов, слабых электролитов.

Пример 2. В растворе присутствуют вещества: NaCl, CuCl₂. Какие из этих веществ будут взаимодействовать с хроматом калия? Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

Решение. Составим молекулярные уравнения реакций

2NaCl + K₂CrO₄ = Na₂CrO₄ + 2KCl;

Cu Cl₂ + K₂CrO₄ = CuCrO₄ + 2KCl.

Используя таблицу растворимости солей, кислот и оснований в воде (см. табл.4), находим, что исходные вещества NaCl, CuCl₂, K₂CrO₄ и образующиеся в результате протекающей в растворе реакции обмена, Na₂CrO₄ и KCl являются растворимыми в воде солями, т.е являются сильными электролитами и находятся в растворе в виде ионов. CuCrO₄ является нерастворимым в воде соединением и находится в растворе в молекулярном виде. Составим ионно-молекулярные уравнения реакций

2 Na⁺ + 2Cl^- + 2K⁺ + CrO₄^2- = 2Na⁺ + CrO₄^2- + 2K⁺ + 2Cl^-

Cu²⁺ + 2Cl^- + 2K⁺ + CrO₄^2- = CuCrO₄^2- + 2K⁺ + 2Cl^-

При взаимодействии хлорида меди и хромата калия протекает реакция с образованием нерастворимого в воде соединения хромат меди. Реакция может быть записана кратким ионно–молекулярным уравнением

Cu²⁺ + CrO₄^2- = CuCrO₄^2- .

4.2. Гидролиз солей

Практика показывает, что водные растворы средних солей могут иметь кислую, нейтральную или основную (щелочную) реакцию, хотя в формуле этих соединений они не содержат ни водородных, ни гидроксидных ионов. Объяснение этому факту можно найти во взаимодействии ионов соли с водой с образованием слабого электролита. Обменная реакция между солью и водой называется гидролизом соли.

Возможны три случая гидролиза:

1.Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз, например карбоната натрия, протекает следующим образом:

I ступень. Na₂CO₃ + HOH = NaHCO₃ + NaOH

CO₃^2- + HOH = HCO₃^- + OH^-,

II ступень. NaHCO₃ + HOH = H₂CO₃ + NaOH

HCO₃^- + HOH = H₂CO₃ + OH^-.

При гидролизе ионы CO₃^2- связывают ионы H⁺ из воды в слабый электролит HCO₃^-. Ионы Na⁺ не могут связать OH^- в молекулы, т.к. NaOH является сильным электролитом. В растворе создается избыток OH^-, поэтому раствор приобретает щелочную реакцию (pH >7).

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Гидролиз, например хлорида алюминия, протекает в три ступени:

I ступень. AlCl₃ + HOH = Al (OH)Cl₂ +HCl

Al³⁺ + HOH = [Al (OH)]²⁺ + H⁺,

II ступень. Al (OH)Cl₂ + HOH = Al (OH)₂Cl + HCl

[Al (OH)]²⁺ + HOH = [Al (OH)₂]⁺ + H⁺,

III ступень практически не протекает.

При гидролизе ионы Al³⁺ связывают ионы OH^- из воды в слабый электролит [Al (OH)]²⁺. Ионы Cl^- не могут связать H⁺ в молекулы, т.к. HCl является сильным электролитом. В растворе создается избыток H⁺, поэтому раствор приобретает кислую реакцию (pH <7).

3. Соль образована слабой кислотой и слабым основанием. Гидролиз, например карбоната аммония,

(NH₄)₂CO₃ +HOH = NH₄OH + NH₄HCO₃

NH₄⁺ +CO₃^2- + HOH = NH₄OH + HCO₃^-.

При гидролизе ионы соли одновременно связывают ионы H⁺ и OH^- из воды в слабые электролиты. Реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и основания (силы кислоты и основания).

Если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации основания, раствор имеет кислую реакцию (pH < 7).

Если константа диссоциации кислоты меньше константы диссоциации основания, раствор имеет щелочную реакцию (pH >7).

Так, реакция водного раствора (NH₄)₂CO₃ слабощелочная, т.к. константа диссоциации NH₄OH больше константы диссоциации HCO₃^-.

Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, например сульфат калия – K₂SO_{4 ,} гидролизу не подвергаются. Раствор будет иметь нейтральную реакцию.

4.3. Окислительно-восстановительные реакции

По изменению степени окисления все химические реакции можно разделить на два типа:

I. Реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Такие реакции относятся к реакциям ионного обмена.

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O.

II. Реакции, идущие с изменением степени окисления элементов,

входящих в состав реагирующих веществ. Такие реакции относятся к окислительно-восстановительным реакциям.

5NaNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5NaNO₃ +2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Степень окисления (окисленности) – характеристика состояния

атомов элементов в составе молекулы. Она характеризует неравномерность распределения электронов между атомами элементов и соответствует заряду, который приобрел бы атом элемента, если бы все общие электронные пары его химических связей сместились в сторону более электроотрицательного элемента. В зависимости от относительной электроотрицательности элементов, образующих связь (см. табл.3), электронная пара может быть смещена к одному из атомов или симметрично расположена относительно ядер атомов. Поэтому степень окисления элементов может иметь отрицательное, положительное или нулевое значение.

Элементы, атомы которых принимают электроны от других атомов,

имеют отрицательную степень окисления. Элементы, атомы которых отдают свои электроны другим атомам, имеют положительную степень окисления. Нулевую степень окисления имеют атомы в молекулах простых веществ, а также, если вещество находится в атомном состоянии.

Степень окисления обозначается +1, +2.

Заряд иона 1+, 2+.

Степень окисления элемента в соединении определяется по следующим правилам:

1.Степень окисления элемента в простых веществах равна нулю.

2.Некоторые элементы почти во всех своих соединениях проявляют постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

- водород, который имеет степень окисления +1.

- кислород имеет степень окисления –2.

3.Элементы I, II и III групп главных подгрупп Периодической системы элементов Д.И.Менделеева имеют постоянную степень окисления, равную номеру группы.

Элементы Na, Ba, Al: степень окисления +1, +2,+3 соответственно.

4.Для элементов, имеющих переменную степень окисления, существует понятие высшая и низшая степени окисления.

а)Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы элементов Д.И.Менделеева, в которой находится элемент.

Элементы N,Cl: высшая степень окисления +5,+7соответственно.

б)Низшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы элементов Д.И Менделеева, в которой находится элемент минус восемь.

Элементы N,Cl: низшая степень окисления -3,-1 соответственно.

5.В одноэлементных ионахстепень окисления элемента равна заряду иона.

Fe³⁺ - степень окисления равна +3; S^2- - степень окисления равна -2.

6.Сумма степеней окисления всех атомов элементов в молекуле равна нулю.

KNO₃; (+1) + X + 3 · (-2) = 0; X = +5. Степень окисления азота равна +5.

7.Сумма степеней окисления всех атомов элементов в ионе равна заряду иона.

SO₄^2-; X + 4· (-2) = -2; X = +6. Степень окисления серы равна +6.

8.В соединениях, состоящих из двух элементов, элемент, который записан справа, всегда имеет низшую степень окисления.

Реакции, в которых изменяется степень окисления элементов, относятся к окислительно-восстановительным реакциям /ОВР/. Эти реакции состоят из процессов окисления и восстановления.

Окислением называется процесс отдачи электронов элементом, входящим в состав атома, молекулы или иона.

Al⁰ – 3e = Al³⁺

H₂ – 2e = 2H⁺

Fe²⁺ - e = Fe³⁺

2Cl^- - 2e = Cl₂.

При окислении степень окисления элемента повышается. Вещество (атом, молекула или ион), в состав которого входит элемент, отдающий электроны, называется восстановителем. Al, H₂, Fe²⁺, Cl ^- - восстановители. Восстановитель окисляется.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов элементом, входящим в состав атома, молекулы или иона.

S + 2e = S^2-

Cl₂ + 2e = 2Cl^-

Fe³⁺ + e = Fe²⁺

При восстановлении степень окисления элемента понижается. Вещество (атом, молекула или ион), в состав которого входит элемент, принимающий электроны, называется окислителем. S, Fe³⁺, Cl₂ – окислители.

Окислитель восстанавливается.

Общее число электронов в системе при химической реакции не изменяется. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции (ОВР) в растворах используют ионно-электронный метод (методполуреакций).

ОВР могут протекать в кислой, нейтральной или основной (щелочной) средах. В уравнениях реакций учитывают возможное участие молекул воды (HOH) и содержащихся в растворе, в зависимости от характера среды, избытка ионов Н⁺ или ОН^-:

– в кислой среде – НОН и ионы Н⁺;

– в нейтральной среде – только НОН;

– в щелочной среде – НОН и ионы ОН^-.

При составлении уравнений ОВР необходимо придерживаться определенной последовательности:

1.Написать схему реакции.

2.Определить элементы, которые изменили степень окисления.

3.Написать схему в кратком ионно-молекулярном виде: сильные электролиты в виде ионов, слабые электролиты в виде молекул.

4.Составить уравнения процессов окисления и восстановления (уравнения полуреакций). Для этого записать элементы, изменяющие степень окисления в виде реальных частиц (ионов, атомов, молекул) и уравнять число каждого элемента в левой и правой частях полуреакции.

Примечание: Если исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукты (Р РО₄^3-), то недостаток кислорода поставляется средой.

Если исходное вещество содержит больше атомов кислорода, чем продукты (SO₄^2- SO₂), то освобождающийся кислород связывается средой.

	Кислая среда НОН, Н^+	Нейтральная среда НОН	Щелочная среда НОН, ОН^-
Избыток кислорода	О^-2+2Н^+=НОН	О^-2+НОН=2ОН^-	О^-2+НОН=2ОН^-
Недостаток кислорода	НОН=О^-2+2Н^+	НОН=О^-2+2Н^+	2ОН^-=О^-^2+НОН

5.Уравнять левую и правую части уравнений по числу зарядов. Для этого прибавить или вычесть необходимое число электронов.

6.Подобрать множители для полуреакций окисления и восстановления так, чтобы число электронов при окислении было равно числу электронов при восстановлении.

7.Суммировать полуреакции окисления и восстановления с учетом найденных множителей.

8.Полученное ионно-молекулярное уравнение записать в молекулярной форме.

9.Провести проверку по кислороду.

Пример 3. Составить уравнение реакции, используя ионно–электронный метод составления уравнений реакций. Указать вещества: окислитель и восстановитель.

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ MnSO₄ + NaNO₃ + K₂SO₄ + HOH

Решение. Из схемы видно, что реакция протекает в кислой среде.

1.Определим, какие элементы изменили степень окисления.

+7 +3 +2 +5

K Mn O₄ + Na N O₂ + H₂SO₄ Mn SO₄ + Na N O₃ + K₂SO₄ + HOH

Степень окисления изменили элементы марганец (Mn) и азот (N).

2.Запишем схему реакции в кратком ионно-молекулярном виде

MnO₄^- + NO₂^- + 2H⁺ Mn²⁺ + NO₃^- + HOH

элемент марганец из иона MnO₄^- переходит в ион Mn²⁺, элемент азот из иона NO₂^- переходит в ион NO₃^-

3.Составим уравнения процессов окисления и восстановления, имея в виду, что реакция протекает в кислой среде:

MnO₄^- + 8H⁺ = Mn²⁺ +4HOH

NO₂^- + HOH = NO₃^- + 2H⁺.

4.Уравниваем левую и правую части уравнений по числу электронов.

Окислитель MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ +4HOH -реакция восстановления

Восстановитель NO₂^- + HOH – 2e = NO₃^- + 2H⁺ - реакция окисления.

5.Находим множители для полуреакций окисления и восстановления.

Окислитель 2 MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ +4HOH - восстановление

Восстановитель 5 NO₂^- + HOH – 2e = NO₃^- + 2H⁺ - окисление.

6.Умножаем полуреакции на множители и суммируем.

2MnO₄^- + ⁶16H⁺ + 5NO₂^- + 5H₂O = 2Mn²⁺ + ³8H₂O + 5NO₃^- + 10H⁺.

7.Получаем уравнение в молекулярном виде:

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Вещество K₂SO₄ получилось в результате реакции ионного обмена.

В данной реакции вещество KMnO₄ является окислителем, а вещество NaNO₂ является восстановителем.

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций:

– межмолекулярные – реакции, в которых степень окисления изменяется у элементов, входящих в состав различных молекул

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O;

– внутримолекулярные – реакции, в которых степень окисления изменяется у элементов, входящих в состав одной молекулы:

2KCl0₃ = 2KCl + 3O₂;

– реакции самоокисления-самовосстановления – реакции, в которых степень окисления изменяется у одного и того же элемента, входящего в состав одного и того же вещества

6Cl₂ + 12KOH = 10KCl + 2KClO₃ + 6H₂O.

Дата добавления: 2015-05-26